Развернутый конспект проведенных уроков с оценкой и подписью учителя

Этапы урока

Последовательность изложения материала

Время, в мин.

Методы и методические приемы

1

Организационный момент

«Здравствуйте, садитесь»

Меня зовут Николай Станиславович и я с этого дня буду вести у вас уроки химии.

Староста скажите, кто сегодня отсутствует. (Отмечаем отсутствующих).

1

Вид учащихся, проверка готовности к уроку, отметка о присутствующих

2

Объявление темы урока:

Открываем тетради записываем тему урока: «Азот»

1

Написание учителем темы урока на доске вовремя урока

3

Мотивация и целепологание:

Цель нашего урока сегодня - рассмотреть положение азота в периодической системе элементов Д.И.Менделеева, изучить свойства элемента, как типичного неметалла, узнать, как можно получить азот и где его применяют.

2

Устно в беседе с классом

4

Изучение нового материала:

Состав и строение:

Азот N - является родоначальником 5 гр. глав./подгр., в состав этой группы также входят фосфор, мышьяк, сурьма и висмут. Первые три элемента – это неметаллы, а сурьма и висмут относятся к металлам.

Начинаем с характеристики элемента. К доске выходит ……..

N №7, Ar=14, 2 период, 5гр. глав./подгр.

e=7 +7 )_2e )_5e

n=14-7=7

p=7 1S² 2S² 2P³

1. N – неметалл

N + 3e = N окислитель ( по отношению к восст-лям - металлам и водороду)

N – 5e = N воост-ль ( по отношению к кислороду и фтору)

2. C<N<O

3. N>P

4. N₂O₅ – кислотный оксид

5. НNO₃ – азотная кислота

6. NH₃ – аммиак

Так как атомы азота на внешнем энергетическом уровне содержат 5е-ов, 3 из которых неспаренные, отсюда следует, что атомы этого элемента могут присоединять 3е-на, завершая внешний энергетический уровень, и поэтому азот приобретает степень окисления -3, например в соединениях с водородом – NH₃ (самая низшая степень окисления).

Атомы азота могут также и отдавать свои внешние е-ны более электроотрицательным элементам и приобретать при этом степени окисления + 3 и +5.

Химическая связь:

Теперь переходим к характеристике простого вещества.

Молекула азота 2х – атомная N₂. Какой тип связи у данной молекулы?? (КНПС), рассмотрим ее образование:

Так как атомы азота на внешнем энергетическом уровне содержат 5е-ов, 3 из которых неспаренные, отсюда следует:

N + N N N N = N связь очень прочная, КНПС

Наличие тройной связи у азота накладывает отпечаток на химические свойства данного элемента, но прежде чем перейти к хим. свойствам, остановимся на получении азота.

Получение:

1. Промышленный способ:

перегонка жидкого воздуха

Смесь газов превращают в жидкий раствор и подвергают его дистилляции. Например, воздух при сильном охлаждении и сжатии сжижают, а затем позволяют один за другим выкипать отдельным компонентам (фракциям), поскольку они имеют различные температуры кипения. Первым из жидкого воздуха испаряется азот (у него самая низкая температура кипения (–196 °С). Остается практически чистый кислород, который вполне годится для технических целей: газовой сварки, химического производства.

Азот, полученный таким способом, используют для производства аммиака, который в свою очередь идет на получение азотных удобрений, лекарственных и взрывчатых веществ, азотной кислоты и др.

1. Лабораторный способ:

( разложение нитрита аммония)

NH₄NO₂ = N₂ + 2H₂O в этом соединении азот имеет 2 степени окисления – следовательно, он является здесь и окислителем, и восстановителем.

Теперь переходим непосредственно к химическим свойствам азота.

Хим. св-ва:

Азот – это бесцветный газ без запаха и вкуса, в воде растворяется хуже кислорода.

Молекула азота очень прочная, поэтому при обычных условиях азот малоактивен.

Азот взаимодействует с:

1. активными металлами, с образованием солей, нитридов - Li₃N

2. водородом, с обр-ем аммиака

3. кислородом, с образованием оксидов

А теперь записываем уравнения хим. реакций, характеризующие свойства азота.

25-35

Лекция с элементами беседы, работа с учебником, эксперимент.

Написание р-ций на доске, определение окислителя и восстановителя, названия соответствующих соединений.

5

Закрепление и применение изученного материала:

Ca + N₂ = Ca₃N₂ (разбираем как ОВР)

3H₂ + N₂ = 2NH₃ (разбираем как ОВР)

O₂ + N₂ = 2NO (разбираем как ОВР)

При высоких температурах азот взаим. с кислородом, образуя оксид азота (II), остальные оксиды азота получают

10-15

Нельзя объяснять тем методом, которым объясняли материал

6

Домашнее задание:

Параграф 24, упр. 1;4

5-7

Нужно задавать вовремя и объяснять. Написать домашнее задание в конце урока, когда весь класс сидит за партами, а не стоит у доски

7

Итог урока

Мы с вами познакомились с таким элементом неметаллом как азот, изучили его свойства, еще раз давайте скажем какие свойства проявляет азот? (окислительные и восстановительные), а также мы рассмотрели методы получения и области применения азота.

2-3

Выводы по теме урока

Выставление оценок

Этапы урока

Последовательность изложения материала

Время, в мин.

Методы и методические приемы

1

Организационный момент

«Здравствуйте, садитесь»

Староста скажите, кто сегодня отсутствует. (Отмечаем отсутствующих).

1

Вид учащихся, проверка готовности к уроку, отметка о присутствующих

2

Проверка дом. задания, индив-ные задания

5-10

У доски или индив-но

3

Объявление темы урока:

Открываем тетради записываем тему урока: «Аммиак»

1

Написание учителем темы урока на доске вовремя урока

4

Мотивация и целепологание:

Сегодня на уроке вы познакомитесь со строением, свойствами, лабораторным способом получения и областями применения аммиака.

2

Устно в беседе с классом

5

Изучение нового материала:

Прежде всего рассмотрим строение молекулы аммиака NH3. Сколько электронов на внешнем энергетическом уровне содержат атомы азота? (5 электронов, 2 спаренных, 3 не спаренных). Именно они и учувствуют в формировании трех химических связей с тремя атомами водорода при образовании молекулы аммиака. Как называется химическая связь в молекуле аммиака? (Ковалентная полярная). Для молекул аммиака характерно связывание их между собой. Этот особый вид межмолекулярной связи называется водородной связью.

Запишем определение водородной связи. Водородная связь – это химическая связь между атомами водорода одной молекулы и атомами очень электроотрицательных элементов, имеющих не поделенные электронные пары другой молекулы.

Это очень слабая связь – примерно в 15-20 раз слабее ковалентной, но благодаря ей некоторые низкомолекулярные вещества образуют ассоциаты (более сложные вещества). Как вы думаете, к чему это приводит? (к повышению температур плавления и кипения веществ). Водородная связь играет очень важную роль в важнейших для живых существ соединений – белков и нуклеиновых кислот.

Физические свойства аммиака.

Аммиак – бесцветный газ, с резким запахом, и почти в два раза легче воздуха. Ядовит в больших количествах. Температура кипения

-33,34, при этом газ сжижается. Имеет маленькую плотность и вязкость (вязкость жидкого аммиака в 7 раз меньше вязкости воды).

Получение

Лабораторный способ получения аммиака. В лаборатории аммиак обычно получают, нагревая хлорид аммония NH4Cl с гашеной известью Ca(OH)2.

Реакция выражается уравнением:

NH4Cl+Ca(OH)2→CaCl2+2NH4OH(NH3+H2O)

или: 2NH4Cl+Ca(OH)2→CaCl2+2NH3↑+2H2O.

Обратите внимание на то, что в результате реакции кроме аммиака выделяется вода. Почему когда собирают Аммиак пробирку нужно держать концом вверх? (Аммиак легче воздуха, поэтому нужно его собирать концом пробирки вверх).

Химические свойства аммиака.

Аммиак – активное вещество. Взаимодействие его с другими веществами связано

либо с наличием не поделенной электронной пары у атома азота, либо с изменением степени окисления атомов азота. Какую среду имеет раствор аммония если в него добавить ф-ф? (Раствор имеет щелочную среду так как он окрашивается в малиновый цвет). Аммиак взаимодействует с кислотами, образуя соли Аммония. Примером этой реакции является образование Хлорида аммония NH3+HCl=NH4Cl.

Образование гидроксидов

NH3+HOH→NH4OH Благодаря наличию не поделенной электронной пары у атома азота. ион водорода воды может присоединиться к

атому азота по месту не поделен-

ной электронной пары. В результате реакции образуется новое вещество – гидроксид ам-

мония NH4OH. Это растворимое основание – щелочь. Но в отличие от щелочей, образо-

ванных металлами, эта щелочь образована ионом аммония [NH4]+ и гидроксид-анионом

OH-. Гидроксид аммония NH4OH – слабый электролит, т.к. легко распадается на исход-

ные вещества – аммиак и воду: NH4OH↔ NH3+H2O. Какой является эта щелочь по силе? (Это слабая щелочь, т.к. распадается на аммиак и воду). Главным компонентом в щелочах и солях является катион Аммония NH4⁺. Он образуется в результате тоно что атом азота имеет свободную(неподеленную) электронную пару, за счет которой образуется еще одна ковалентная связь с катионом водорода.

NH3+H⁺=NH4⁺

Такой механизм образования ковалентной связи, которая возникает не в результате обобществления непарных электронов , а благодаря свободной электронной паре, имеющейся у одного из атомов называется донорно-акцепторным. В образовании катиона аммония донором служит атом азота которой предоставляет свободную пару электронов, а акцептором является катион водорода который дает свободную электронную ячейку.

При взаимодействии с кислородом аммиак проявляет восстановительные свойства.4NH4+3O2=2N2+6H2O

Эти свойства аммиака объясняются степенью окисления в нем атомов азота N-3H+1. Кто такой восстановитель и окислитель?

Аммиак – сильнейший восстановитель, т.е. его атомы азота могут только отдавать электроны,

но не принимать их.

Применение аммиака.

Аммиак – один из самых важных продуктов химической промышленности; с его

помощью получают пищевую соду.

При испарении жидкого аммиака поглощается большое количество теплоты, поэто-

му его используют в холодильных установках.

Широко используются человеком водные растворы аммиака. Как слабое летучее ос-

нование они применяются в химических лабораториях и в промышленности.

Более известный как нашатырный спирт, водный раствор аммиака используется в

быту (для уборки помещений и стирки белья) и в медицине как противообморочное сред-

ство.

20-25

Лекция с элементами беседы. Написание реакций на доске

6

Закрепление и применение изученного материала:

1) При синтезе аммиака промышленном способом азот объемом 56 л. (н.у.) прореагировал с водородом взятом в избытке. Массовая доля выхода аммиака составила 50%. Рассчитайте объем и массу полученного аммиака.

2) Какая масса хлорида аммония получится при взаимодействии 3 моль аммиака с соляной кислотой?

3) Какой объем кислорода потребуется для сжигания 34 г. аммиака?

10-15

Нельзя объяснять тем методом, которым объясняли материал

7

Домашнее задание:

п. 25, упр. 1-6(устно),7-8(письменно), повторить конспект

5-7

Нужно задавать вовремя и объяснять. Написать домашнее задание в конце урока, когда весь класс сидит за партами, а не стоит у доски

8

Итог урока

Мы с вами познакомились с молекулой аммиака, его свойствами, применением и методами получения. А так же познакомились с новой для вас связью – водородной.

2-3

Выводы по теме урока

Выставление оценок

Этапы урока

Последовательность изложения материала

Время, в мин.

Методы и методические приемы

1

Организационный момент:

Здравствуйте ребята, сегодня на уроке мы будем рассматривать Азотную кислоту.Староста скажите кто отсутствует.

1

Вид учащихся, проверка готовности к уроку, отметка о присутствующих.

2

Проверка дом. задания, индив-ные задания:

Тест

10-15

У доски или индив-но

3

Объявление темы урока:

Сегодня мы познакомимся с азотной кислотой, ее свойствами и применением.

1

Написание учителем темы урока на доске вовремя урока

4

Мотивация и целепологание:

Сегодня на уроке мы познакомимся с азотной кислотой.

2

Устно в беседе с классом

5

Изучение нового материала:

Итак давайте вспомним какие кислородные соединения вы помните из темы «Азот».

Азот образует пять оксидов со степенями окисления +1;+2;+3;+4;+5.

Оксиды N2O и NO несолеобразующие, а остальные оксиды – кислотные: N2O3 соответствует азотистая кислота HNO2, N2O5 – азотная кислота HNO3, NO2при растворении в воде образует две кислоты HNO2 и HNO3, а в присутствии избытка кислорода получается только азотная кислота

4NO2 + O2 + 2H2O = 4HNO3.

Оксид азота NO2 – бурый, очень ядовитый газ.

Физические свойства азотной кислоты:

-молекула имеет плоскую структуру

-азот четырехвалентен, степень окисления +5

-бесцветная, дымящая на воздухе жидкость

-концентрированная азотная кислота обычно окрашена в желтый цвет

-температура кипения +82,6ºC

-температура плавления -41,59°C

-растворимость азотной кислоты в воде неограничена

Химические свойства:

1)при нагревании разлагается

4HNO3 = 4NO2 +2H2O + O2

2)как сильная одноосновная кислота взаимодействует:

а)с основными и амфотерными оксидами:

CuO + 2HNO3 = Cu(NO3)2 + H2O

ZnO + 2HNO3 = Zn(NO3)2 + H2O

б)с основаниями:

KOH + HNO3 = KNO3 + H2O

в)вытесняет слабые кислоты из их солей:

CaCO3 + 2HNO3 = Ca(NO3)2 + H2O + CO2

Азотная кислота в любой концентрации проявляет свойства кислоты-окислителя, при этом азот восстанавливается до степени окисления от +4 до -3. Глубина восстановления зависит в первую очередь от природы восстановителя и от концентрации азотной кислоты.

Как кислота-окислитель взаимодействует:

а)с металлами, стоящими в ряду напряжения правее водорода:

концентрированная HNO3:

Cu + 4HNO3(60%) = Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O

разбавленнаяHNO3:

3Cu + 8HNO3(30%) = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O

б)с металлами, стоящими в ряду напряжения левее водорода:

Zn + 4HNO3(60%) = Zn(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O

Получение:

Промышленное способ:

Современный способ ее производства основан на каталитическом окислении синтетического аммиака на платино-родиевых катализаторах до смеси оксидов азота, с дальнейшим поглощением их водой

1)окисление аммиака а NO в присутствии катализатора:

4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O

2)окисление NO в NO2 на холоду под давлением:

2NO + O2 = 2NO2

в)поглощение NO2 водой в присутствии кислорода:

4NO2 + 2H2O + O2 = 4HNO3

Лабораторный способ:

Действие концентрированной серной кислоты на твердые нитраты при нагревании:

NaNO3 + H2SO4 = NaHSO4 + HNO3

при этом получается дымящая азотная кислота.

Применение:

-благодаря этому веществу русский ученый В.Ф. Петрушевский в 1866 году впервые получил динамит.

-это вещество – прародитель большинства взрывчатых веществ(тротил)

-это вещество является компонентом ракетного топлива

-это вещество в смеси с соляной кислотой растворяет золото.

Смесь состоящая из 1 объема азотной кислоты и 3 объемов соляной кислоты, называется «царской водкой»

20-25

Лекция с элементами беседы. Написание реакций на доске

6

Домашнее задание:

Параграф 26, задание после параграфа 2,6

5-7

Нужно задавать вовремя и объяснять. Написать домашнее задание в конце урока, когда весь класс сидит за партами, а не стоит у доски

Этапы урока

Последовательность изложения материала

Время, в мин.

Методы и методические приемы

1

Организационный момент:

Здравствуйте ребята, сегодня на уроке мы будем рассматривать соли Аммония. Проверим сначала домашнее задание. Староста скажите кто отсутствует.

1

Вид учащихся, проверка готовности к уроку, отметка о присутствующих

2

Проверка дом. задания, индив-ные задания

5-10

У доски или индив-но

3

Объявление темы урока:

Сегодня мы познакомимся с солями аммония их свойствами и применениями.

1

Написание учителем темы урока на доске вовремя урока

4

Мотивация и целепологание:

Цель нашего урока – рассмотреть соли аммония, его свойства и применение.

2

Устно в беседе с классом

5

Изучение нового материала:

Соли аммония называются сначала по аниону(кислотному остатку) а потом по катиону(Аммоний NH4+)

Физические свойства Солей

Все соли аммония- твердые кристаллические вещества, и как вы думаете растворимы или нерастворимы соли? Температуры кипения и плавления для всех солей разные, приведем несколько примеров NH4Cl имеет Тплавл=334 градуса.

Химические свойства

Соли аммония аналогичны соответствующим солям однозарядных ионов металлов. Получают при взаимодействии аммиака или его водных растворов с кислотами:

NH3+HNO3=NH4NO3

NH4OH+HNO3=NH4NO3+H2O

или в ионной форме: NH3+Н+=NH+4 NH4OH+Н+=NH+4+Н2O

По ряду свойств соли аммония похожи на соли щелочных металлов, и в первую очередь на соли калия, так как радиусы ионов K+ и NH4+ приблизительно равны. Они обладают всеми свойствами солей, обусловленными кислотных остатков. Они проявляют общие свойства солей(С чем могу реагировать соли?), т.е. взаимодействуют с растворами щелочей, кислот и других солей:

NH4Cl+NaOH=NaCl+Н2O+NH3

2NH4Cl(к)+H2SO4=(NH4)2SO4+2HCl

(NH4)2SO4+BaCl2=BaSO4+2NH4Cl

2) Аммонийные соли хорошо растворимы в воде. Подвергаются гидролизу. Растворы солей аммония имеют кислую реакцию:

NH4+H2O=NH3+H3O

3) Качественной реакцией на ион аммония является взаимодействие солей аммония с растворами щелочей при нагревании. При этом появляется запах аммиака и синее окрашивание влажной красной лакмусовой бумажки:

NH4+OH=NH3+H2O

Получение и применение

Уделим внимание самой важной области применения, в сельхоз хозяйстве. Почти все соли используются в качестве азотных удобрений. Аммиачная селитра NH4NO3 используется в смеси с алюминием для приготовления взрывчатки (аммонала).

Отметим другие области применения, к примеруNH4Cl используется при паянии так как он очищает металл от оксидной пленки. Гидрокарбонат NH4HCO3 карбонат применяют в кондитерском деле, так как они легко разлагаются и образуют газы разрыхляющие тесто и делающего его пышным. NH4HCO3=NH3+H2O+CO2.

25-30

Лекция с элементами беседы. Написание реакций на доске

6

Домашнее задание:

Параграф 25, задание после параграфа

1,4.

5-7

Нужно задавать вовремя и объяснять. Написать домашнее задание в конце урока, когда весь класс сидит за партами, а не стоит у доски