1.Оксиды

Оксид хрома (II) CrO (основной) - сильный восстановитель, чрезвычайно неустойчив в присутствии влаги и кислорода. Практического значения не имеет.

Оксид хрома (III) Cr2O3 (амфотерный) устойчив на воздухе и в растворах.

Cr2O3 + H2SO4 = Cr2(SO4)3 + H2O

Cr2O3 + 2NaOH = Na2CrO4 + H2O

Оксид хрома (VI) CrO3 (кислотный) - темно малиновые игольчатые кристаллы.

Получают действием избытка концентрированной H2SO4 на насыщенный водный раствор бихромата калия: K2Cr2O7 + 2H2SO4 = 2CrO3 + 2KHSO4 + H2O

2.Гидроксиды

Гидроксид хрома (III) обладает амфотерными свойствами, растворяясь как в кислотах (ведет себя как основание), так и в щелочах (ведет себя как кислота):

2Cr(OH)3 + 3H2SO4 = Cr2(SO4)3 + 6H2O

Cr(OH)3 + KOH = K[Cr(OH)4]

Cr(OH)3 + NaOH = NaCrO2 + 2H2O

При прокаливании гидроксида хрома (III) образуется оксид хрома (III) Cr2O3. Нерастворим в воде.

2Cr(OH)3 = Cr2O3 + 3H2O.

3.Кислоты

Кислоты хрома, отвечающие его степени окисления +6 и различающиеся соотношением числа молекул CrO3 и H2O, существуют только в виде растворов. При растворении кислотного оксида CrO3, образуется монохромовая кислота (просто хромовая) H2CrO4.

CrO3 + H2O = H2CrO4

4.Соли

Различают два вида солей: хромиты и хроматы.

Хромитами с общей формулой RCrO2 называются соли хромистой кислоты HCrO2.

Cr(OH)3 + NaOH = NaCrO2 + 2H2O.

Хромиты обладают различной окраской - от темно коричневой до совершенно черной и обычно встречаются в виде сплошных массивов. Хромит мягче многих других минералов, температура плавления хромита зависит от его состава 1545-1730 0 С.

Хромит имеет металлический блеск и почти нерастворим в кислотах.

Хроматы - соли хромовых кислот.

Соли монохромовой кислоты H2CrO4 называют монохроматами (хроматы) R2CrO4, соли дихромовой кислоты H2Cr2O7 дихроматы (бихроматы) - R2Cr2O7. Монохроматы обычно окрашены в желтый цвет. Они устойчивы только в щелочной среде, а при подкислении превращаются в оранжево-красные бихроматы:

2Na2CrO4 + H2SO4 = Na2Cr2O7 + Na2SO4 + H2O.

Лабораторные исследования.

Окислительные свойства солей хрома (VI)

Приборы и реактивы: раствор сульфита натрия Na2SO3, серная кислота H2SO4,раствор бихромата калия K2Cr2O7.

Выполнение опыта.

К раствору K2Cr2O7, подкисленному серной кислотой, добавляю раствор Na2SO4. Происходит изменение окраски.

Оранжевый раствор стал зелено- фиолетовым.

Вывод: В кислой среде хром восстанавливается сульфитом натрия от хрома (VI) до хрома (III):

K2Cr2O7 + 3Na2SO3 + 4H2SO4 = K2SO4 + Cr2(SO4)3 + 3Na2SO4 + 4H2O

9. Составьте план - конспект урока на тему «овр»

Класс: 11

Профиль: Биолого-химический

Цель урока: сформировать понятие об ОВР, научить учащихся уравнивать записи ОВР методом электронного баланса.

Задачи: 1. Образовательные – умение определять степени элементов.

2. Развивающие – развивать самостоятельность мышления, развивать интеллектуальные умения (анализировать, сравнивать).

3. Воспитательные – акцентировать внимание на свойствах веществ

Тип урока:

Форма работы:

План урока:

I. Организационный момент.

II. Изучение новой темы.

III. Задание на дом.

Ход урока:

1.Орг момент

Здравствуйте!

Вопрос: Что такое окислительно-восстановительные реакции?

Ответ: Это реакции, идущие с изменением степени окисления элементов.

Вопрос: Что такое степень окисления?

Ответ: Степень окисления – количество электронов, смещенных от атома данного элемента к атому другого элемента.

Определяется зарядом ионов в ионных соединениях или условным зарядом атомов в ковалентных полярных соединениях.

2. Изучение новой темы

Рции, в рез-те которых происходит перенос электронов от одних атомов к другим, наз-ся ОВ. Так как электронный перенос сопровождается изменением степени окисления, можно рассматривать ОВР как процессы, сопровождающиеся изменением степеней окисления некоторых атомов. Атом или ион, теряющий электроны, наз-т восстановителем, а процесс потери электронов - окислителем. Атом или ион, приобретающий электроны, наз-т окислителем, а процесс присоединения атомом или ионом электронов -восстановлением. В рез-те рции окислитель восстанавливается, а восстановитель окисляется. Этот материал можно изложить в виде табл

окислитель__Восстановитель

принимает Отдает

электроны, электроны,

понижает, повышает

ст окисл ст окисл

, восст-ся окисляется

1 В качестве пр-ра ОВР рассмотрим взаимодействие оксида меди II с аммиаком: CuO+NH3=Cu+N2+H20 Расставив степени окисления всех эл-тов, находим, что в рез-те рции степени окисл меняются только у меди и азота: Cu²⁺ + 2е = Си⁰ 3 восст-ие, окислитель 2N³" + 6е= N₂^H 1 окисление, восст-ль 3 Cu²⁺ + 2N³ = Cu° +2N³" = ЗСи°+ N₂° 3CuO+2NH3=3Cu+N2+3H20 Далее следует рассмотреть еше несколько примеров ОВ процессов.

2 При работе в специализированных классах учитель может ввести термины -внутримолекулярное окисление -восстановление, диспропорционирование и сопропорционирование.

3 Руководясь ПС следует обсудить с учащимися наиболее типичные окислители (НеМе с высокой ЭО - галогены, кислород, а также такие соед эл-тов в высших степенях окисления) и восстановители (Me, соединения в низких степенях окисления, некоторые НеМе - водород, углерод, кремний).

Демонстрации. ОВР (по выбору учителя: взаимодействие алюминия с иодом, горение магния, взаимодействие цинка с серой и т.д. ).

Домашнее задание:

Используя различные источники информации, найти и записать в тетрадь примеры окислительно-восстановительных реакций, используемых в жизни человека.

10. Предложите вариант контрольной работы по теме «Классы неорганических соединений» в курсе химии 8 класса основной школы. Контрольная работа 4хвариантна оксиды, кислоты, основания, соли. Исходя из требований, эта тема изучается в 8 классе, в разделе неорганическая химия (13 часов), из них 2 часа эти темы: классификация неорганических соединений, химические свойства основных классов неорганических соединений. В результате этой темы ученик должен знать и понимать важнейшие химические понятия: вещество, химический элемент, уметь называть изученные вещества, характеризовать основные классы неорганических соединений, выполнять химический эксперимент по распознаванию важнейших неорганических веществ.

Контрольная работа № 2 по теме

«Классы химических соединений. Решение задач»

Демонстрационный вариант

Задание 1

Из перечня формул выберите отдельно формулы оксидов, оснований, солей и дайте им названия:

1-й уровень ─ Ca(OH)2, Na2O, Al2(SO4)3, H2SO4, Al2O3

2-й уровень ─ NaOH, H3PO4, Na2CO3, CaCO3, SO2, Fe(NO3)3, H2CO3

Задание 2

1-й уровень. Укажите заряды ионов и степени окисления элементов, формулы которых: H3PO4 и Al(OH)3 Запишите соответствующие им оксиды.

2-й уровень. Укажите заряды ионов и степени окисления элементов, формулы которых: HNO3 и Fe(OH)2 , Ca(NO3)2

Для гидроксидов (кислоты и основания) запишите соответствующие им оксиды, для соли – формулу гидроксида.

Задание 3

1-й уровень В 200 г раствора содержится 4 г соли. Вычислите массовую долю соли в растворе.

2-й уровень. Сколько граммов сульфата меди и сколько граммов воды надо взять, чтобы приготовить 250 г 25% раствора его?

Задание 4. Составьте цепочку превращений: Ca – CaO – Ca(OH)2 – CaCl2 – CaSO4 .

16. Составьте план семинарского занятия для классов биолого-химического направления по теме «Причины многообразия веществ – изомерия, гомология, аллотропия, изотопия». Семинарское занятие – подготовка большая. На занятие приходят подготовленные ученики. На семинаре можно использовать презентации, слайды. Учитель заранее раздает эти темы, проводит консультацию ученикам по этим темам. Очень важную роль в семинарском занятии играет учитель, как он себя покажет на примере учеников. Очень большая организационная деятельность учителя. Выступают минимум 4 ученика.

Многообразие веществ в окружающем мире. В настоящее время известно более 100 химических элементов. Они образуют более 400 простых веществ и несколько миллионов самых разнообразных сложных химических соединений. Изомерия – это существование нескольких веществ с одинаковым качественным и количественным составом, но с различным строением и разными свойствами. Это объясняется способностью атома углерода к образованию четырех ковалентных связей, в том числе с другими атомами водорода. Изомеры делятся на 2 изомера: 1.структурные: подразделяется на много групп; 2.пространственные:геометрические; оптические. Структурные изомеры имеют различный порядок соединения атомов. Среди них выделяют следующие группы. 1.изомерия углеродного скелета:

Бутан и изобутан (структурно пишите)

2.изомерия положения кратной связи: бутен-1 и бутен-2, бутин-1 и бутин-2. 3.изомерия положения функциональной группы или заместителей: пропанол-1 и пропанол-2, молекулярной формуле С3Н7Сl соответствуют два вещества: 1-хлорпропан и 2-хлорпропан. 4.изомерия взаимного положения функциональных групп: Данный вид изомерии характерен для бифункциональных соединений: аминокислоте состава С3Н7О2N соответствует два изомера: NН2-СН2-СН2-СООН(3-аминопропановая кислота) и СН3-СНNН2-СООН(2-аминопропановая кислота). Такой вид изомерии встречается в молекулах с бензольным кольцом, содержащих два заместителя (одинаковых или разных). Н-р, ароматические углеводороды, имеющие молекулярную формулу С8Н10 имеют 4 структурных формулы: этилбензол, 1,2-диметилбензол (о-ксилол), 1,3-диметилбензол (м-ксилол), 1,4-диметилбензол (п-ксилол). 5.изомерия между классами органических соединений, то есть между разными гомологическими рядами: а) этиленовые углеводороды изомерны циклоалканам бутен-1 и циклобутан, б) ацетиленовые углеводороды изомерны диеновым: бутин-1 и бутадиен-1,3, в) одноатомные спирты изомерны простым эфирам: этанол и СН3-О-СН3 диметиловый эфир, г) альдегиды изомерны кетонам: пропаналь и ацетон, д) одноосновные карбоновые кислоты изомерны сложным эфирам: пропановая кислота и СН3-С=О-ОСН3 (от С связь идет) метиловый эфир уксусной кислоты.

Пространственная изомерия. 1.транс-бутен-2 и цис-бутен-2. Из-за отсутствия вращения вокруг двойной связи метильные группы – СН3 могут располагаться в двух разных положениях: цис-изомер – по одну сторону плоскости π-связи. Геометрические изомеры отличаются своими физическими и химическими св-вами.

2.Оптическими изомерами называют молекулы, зеркальные изображения которых несовместимы друг с другом. Таким свойством обладают молекулы, имеющие ассиметрический центр – атом углерода, связанный с 4 различнымизаместителями – н-р, СН3-СН(ОН)-СООН – молекула молочной кислоты. Динамическая изомерия (таутомерия) характерна для моносахаридов. Глюкоза С6Н12О6 – представляет собой пятиатомный альдегидоспирт. В растворе глюкоза существует также в виде циклических изомеров: Равновесие между разными формами существования глюкозы подвижное: α-форма через открытую форму легко переходит в β-форму и наоборот. Из-за такого подвижного равновесия этот вид пространственной изомерии назван динамическим.

Изотопия элементов и их соединений. Изотопы – разновидность атомов одного и того же химического элемента, отличающиеся друг от друга только своей массой. Например, у атома водорода три изотопа: 11Н – протий, 12Н (D) – дейтерий и 13 Н (Т) – тритий. Они с кислородом образуют сложное вещество – воду различного состава: обычная природная вода – Н2О, тяжёлая вода – D2O (содержится в природной воде в соотношении Н : D = 6900 : 1).

Изобары, атомы различных химических элементов с одинаковым массовым числом А. Ядра Изобары (в химии) содержат равное число нуклонов, но различные числа протонов Z и нейтронов N. Например, атомы 4 10Be, 5 10B, 6 10C представляют собой три Изобары (в химии) с A = 10. Аллотропия. Аллотропия – явление существования химического элемента в виде нескольких простых веществ (аллотропных видоизменений или аллотропных модификаций). Например, атом кислорода встречается в виде кислорода и озона. Гомология. Гомологи – вещества с одинаковым химическим строением и свойствами, но отличающиеся по составу на одну или несколько групп (– СН2).