Конспекти уроків І курс Хімія

ПОВТОРЕННЯ ОСНОВНИХ ПИТАНЬ КУРСУ ХІМІЇ
ОСНОВНОЇ ШКОЛИ
УРОК №2
Тема уроку. Періодичний закон, періодична система хімічних елементів Д.І.Менделєєва. Будова атома і види хімічного зв’язку. 
                                                                             
Цілі уроку: актуалізувати знання учнів про структуру періодичної системи хімічних елементів, періодичну залежність власти¬востей хімічних елементів та їхніх сполук від будови атома; розвивати вміння використовувати теоретичні знання для прогнозування властивостей елементів та їхніх сполук на підставі знань про будову атома; розвивати навички скла¬дання електронних формул і електронних схем будови атомів 8- і р-елементів (І—III періодів);  актуалізувати знання учнів про природу й види хімічного зв'язку; розвивати вміння використовувати теоретичні знання для прогнозування властивостей елементів та їхніх сполук на підставі знань про будову атома й будову речовини; розвивати навички складання молекулярних і структурних формул речовин, описувати властивості речовин на підставі знань про хімічний зв'язок.                                                                                                            Тип уроку: повторення й систематизації знань.                 Форми роботи: фронтальна, групова.                                                      Обладнання: схема до уроку 2, набори трафаретів моделей атомів. періодична система хімічних елементів, ряд активності мета¬лів, таблиця розчинності,.                                                                                Демонстрація 1. Періодична система хімічних елементів, ряд активності металів                                                                            Демонстрація 2. Моделі будови атомів елементів І та II періодів.
ХІД УРОКУ
I. Організація класу
II. Актуалізація опорних знань учнів з теми «Періодичний закон
і періодична система хімічних елементів у світлі теорії будови атома. Хімічний зв'язок.»
1. Фронтальна бесіда за основними питаннями теми (з використанням схеми 2)
На партах учнів знаходиться пам'ятка «Перелік нових і вивчених понять».
♦ Дайте визначення поняття «хімічний елемент».
2. Періодична система хімічних елементів Д. І. Менделєєва
♦ Наведіть формулювання періодичного закону Д. І. Менделєєва й сучасне формулювання.
1) Періодична система — графічне вираження періодичного закону
— Скільки періодів і груп у періодичній системі хімічних елементів?
2) Склад атома
♦ Опишіть склад атома відповідно до сучасних уявлень.
♦ Чому дорівнює заряд ядра атома?
♦ Які елементи називаються ізотопами? Де в періодичній системі розташовані ізотопи?
3) Будова електронної оболонки атома
♦ Що називається електронною оболонкою, або шаром?
♦ Згадаймо основні закономірності руху електронів у атомі.
♦ Як описується стан електронів у атомі? (Заповнюємо таблицю в схемі 1.)
♦ Подумайте, який зміст виразу п = 0?
♦ Визначте, які з наведених позначень підрівнів не відповідають можливим: а)6s; б)3d;          д) 1p
                     в)2d; г)4s;
* а) Орбітальне (побічне) квантове число L
♦ Згадайте, які форми електронних орбіталей вам відомі.
. ■                                                                                                                                           * б) Магнітне квантове число т1 Фізичний зміст магнітного квантового числа.
♦ Визначте число можливих орієнтацій у просторі й-орбіталі.
Виходячи зі здійснених міркувань, робимо висновок: 8-підрівень умовно зображується однією коміркою, р-підрівень — трьома, й-підрівень — п'ятьма, а /-підрівень — сімома комірками (наприклад, квадратами або лініями).
* в) Спінове квантове число т8
* Розподіл підрівнів за енергіями виражається рядом (у порядку збільшен¬ня енергії):
1s, 2s, 2р, Зs, Зр, 4s, Зd, 4p, 5s, 4d, 5р, 6s, 4f, 5d, 6р, 7s, 5f, бd, 7р... Ця послідовність виражається енергетичною діаграмою.
♦ Розподіліть по орбіталях р-підрівня:
а) Зе~; б) 5е~;
в) 2е~; г) 6е~.
♦ Яке правило встановлює порядок заповнення підрівнів?
♦ Наведіть приклади електронної будови атомів Сульфуру, Флуору, Кальцію, Феруму.
♦ Валентні електрони?
4) Характеристики хімічних елементів відповідно до положення
у періодичній системі та закономірності їх змін у групах та періодах
♦ Поясніть, як ви розумієте поняття «хімічний зв'язок».
♦ Які зв'язки називаються міжмолекулярними?
♦ Який зв'язок називається йонним?
♦ Поясніть механізм утворення ковалентного зв'язку.
Типи ковалентного зв'язку за кількістю електронних пар, що його утворюють, та його полярністю
♦ Що таке електронегативність?
♦ Спрямованість і насичуваність ковалентного зв'язку.
♦ Гібридизація атомних орбіталей і електронних хмар.
♦ Назвіть особливості металевого зв'язку.
♦ Який зв'язок називається водневим?
♦ Наведіть приклади міжмолекулярних водневих зв'язків. Внутрішньомолекулярні водневі зв'язки існують у молекулах поліпептидів,
нуклеїнових кислот, білків тощо. Мірою міцності будь-якого зв'язку є енергія зв'язку.
2. Будова речовини
♦ На які групи за типом будови поділяються всі речовини?
♦ За типом хімічного зв'язку?
♦ Наведіть приклади речовин молекулярної будови.
♦ Які властивості мають речовини немолекулярної будови?
♦ Охарактеризуйте фізичні властивості йонних речовин.
♦ Наведіть приклади фізичних властивостей речовин з металевим зв'язком.

III. Керована практика
Завдання 1. Дайте характеристику хімічного елемента, використовуючи пе¬ріодичну систему хімічних елементів і план (на столах в учнів):
«Естафета» між групами або в усній фронтальній бесіді
Учні класу об'єднуються в чотири групи, кожна з яких отримує елемент. Один учень пише на дошці один з пунктів його характеристики, наступний ви¬ходить до дошки тільки після того, як попередній виконав завдання, при цьому решта учнів виконує завдання в зошитах. Правильність відповідей перевіря¬ється вчителем разом із класом.
На розсуд учителя й залежно від підготовленості класу завдання можна ви-користовувати для фронтальної, групової або індивідуальної роботи.
Завдання 2. Визначте кількість орбіталей на третьому енергетичному рівні. Укажіть ці орбіталі та їх позначення.
Завдання 3. Визначте, атом якого елемента має електронну формулу Іs22s22р63s23р1
Завдання 4. Обчисліть масу води, що знадобиться для реакції з 200 г оксиду елемента, електронна формула якого має закінчення ... 3s23р64s2.
Завдання 5. Відносна атомна маса елемента Бору становить 10,811. Відомо, що Бор має два природні ізотопи: В-10 і В-11. Обчисліть масову частку кожного ізотопу в природному Борі.
Завдання 6. 10 г металу з електронною формулою 1s22s22р63s1 помістили у воду. Одержаний водень спалили в кисні. Яка маса води утворилася в резуль¬таті згоряння водню?
Завдання 7. Радіус якого атома більший: Бору чи Оксигену, Карбону чи Си¬ліцію? Чому? Поясніть.
Завдання 8. Який з оксидів більш кислотний: сульфур(VІ) оксид чи хлор(VІІ) оксид, нітроген(V) оксид чи бор оксид? Чому? Поясніть.
Завдання 9. Який з оксидів більш основний: натрій оксид чи магній оксид, бор оксид чи алюміній оксид? Чому? Поясніть.
Завдання 10. Наведіть приклади речовин, які мають йонну, атомну й моле¬кулярну кристалічні ґратки. Яка з цих речовин матиме найнижчу температуру плавлення, а яка — найвищу? Чому?
Завдання 11. Оксиген утворює хімічні зв'язки з Натрієм, Хлором, Нітроге¬ном і Цинком. Запишіть формули цих сполук, укажіть вид хімічного зв'язку й тип кристалічної ґратки. Поясніть, який зв'язок буде найменш полярним.
Завдання 12 огляду на положення Оксигену, Сульфуру й Селену в періодичній системі укажіть вид хімічного зв'язку й тип кристалічних ґраток у сполуках цих елементів з Гідрогеном. Поясніть, у якій з цих сполук зв'язок найменш полярний.
Завдання 13. Який з хімічних зв язків є найбільш полярним? Н-С1, Н-Вг, Н-І, Н-Р, Н-S. Поясніть, чому. Укажіть вид хімічного зв'язку.
Завдання 14. Наведіть приклади речовин, у яких Флуор утворює йонний, ко¬валентні полярний та неполярний зв'язки, укажіть тип кристалічних ґраток у цих сполуках.
Завдання 15. Метал масою 4,5 г, що має ступінь окиснення в сполуках +3, прореагував із хлоридною кислотою. При цьому виділився водень об'ємом 5,6 л (н. у.). Назвіть метал.
Завдання 16. Деякий метал масою 1,22 г у результаті взаємодії з хлором утво¬рює сполуку масою 4,75 г. Ступінь окиснення цього металу в хлориді  +2. На¬звіть метал.
Завдання 17. У результаті взаємодії деякого металу масою 0,92 г з хлором одержали хлорид металу масою 2,34 г. Назвіть метал, якщо ступінь окиснення цього металу в хлориді дорівнює +1.
Завдання 18. У результаті взаємодії деякого металу з водою в процесі нагрі¬вання утворився оксид зі ступенем окиснення металу +2. Маса оксиду, що утво¬рився, дорівнює 16,2 г, утвореної води — 0,4 г. Визначте, який метал було взято для реакції з водою.

IV. Підбиття підсумків і висновки
Оцінюємо роботу учнів, оцінки виставляємо за бажанням учнів.
V. Домашнє завдання
Повторити періодичний закон, матеріал про будову атома, хімічний зв'язок. Частина завдань керованої практики (на розсуд учителя, індивідуально для учнів) дається для самостійного виконання вдома.
Повторити теорію електролітичної дисоціації.

Додаток до уроку
Схема до уроку 2




Ковалентний полярний (Д%    ) — Ковалентний неполярний (А%   )
Йонний(Ах    )—
Металевий (Ах    ) —
а-зв'язок —
я-зв язок —




Типи гібридизації

sр Sp2
вр sр3




Молекулярна 



Будова речовини

->>

Немолекулярна

Типи кристалічних ґраток

Тип кристалічної ґратки Тип хімічного зв'язку Фізичні властивості речовини Приклади речовин
Молекулярний


Йонний
Атомний
Металевий
















Тема 1. НЕМЕТАЛІЧНІ ЕЛЕМЕНТИ ТА ЇХНІ СПОЛУКИ
УРОК №3
Тема уроку. Загальна характеристика неметалічних елементів. Неметали як прості речовини. Явище алотропії, алотропні видозміни Оксигену і Карбону. Значення озонового шару для життя організмів на Землі                                                                                                                 Цілі уроку: розвивати й поглиблювати знання учнів про періодичну систему на прикладі неметалічних елементів; показати за¬гальні закономірності та істотні відмінності у властивостях неметалічних елементів, будові та властивостях їхніх спо¬лук, поширення в природі.  Ознайомити учнів з явищем алотропії; з'ясувати причини відмінностей властивостей алотропних модифікацій на при¬кладі алотропних видозмін Оксигену, Сульфуру, Карбону; формувати в учнів уявлення про залежність якісних і кіль¬кісних характеристик речовин на прикладі кисню й озону; показати роль озонового шару для життя мікроорганізмів на Землі, вплив діяльності людини на природні процеси на прикладі зміни озонового шару Тип уроку: засвоєння нових знань.                                                             Форми роботи: фронтальна бесіда з теми, навчальна лекція, фронтальна й самостійна роботи зі схемою.                                     Обладнання: періодична система хімічних елементів, таблиця розчинності, колекція мінералів, таблиці фізичних властивостей галоге¬нів, халькогенів, підгрупи Нітрогену, підгрупи Карбону. Моделі кристалічних ґраток алмаза, графіту, схема будови моноклінної та ромбічної сірки, фулеренів, таблиця порівняння властивостей алотропних модифікацій
ХІД УРОКУ
I. Організація класу
II. Перевірка домашнього завдання, актуалізація опорних знань
Фронтальна бесіда за питаннями
♦ Яких елементів — металічних чи неметалічних — у природі більше?
♦ У яких групах періодичної системи розташовуються неметалічні елементи?
♦ Чи можна зарахувати до неметалічних елементів інертні? Чому?
♦ У якій групі Періодичної системи розміщені галогени? Назвіть їх.
♦ Які неметалічні елементи в періодичній системі називаються «халькогена-ми» ? Назвіть їх.
♦ Назвіть елементи п'ятої групи періодичної системи, які належать до неме¬талічних.
♦ У четвертій групі періодичної системи розташовані два неметалічні елемен¬ти. Назвіть їх.
Заслуховуємо повідомлення учнів про природні сполуки Оксигену, Сульфу¬ру, Карбону, Силіцію. Особливу увагу звертаємо на природні сполуки — про¬сті речовини: кисень і озон, алмаз, графіт, вугілля; складні речовини: кварц, пісок, агат тощо.
Як можна пояснити відмінності в зовнішньому вигляді й фізичних власти¬востях цих речовин?
Далі дізнаємося, що вони відрізняються й хімічними властивостями. Ці від¬мінності пояснюються різною будовою речовини.
У 7 класі ми вивчали дві прості речовини, утворені Оксигеном, — кисень і озон.
Чим вони відрізняються? (Кількістю атомів Оксигену)
Порівняймо деякі характеристики та фізичні властивості кисню й озону .(з допомогою підручника або інших довідкових матеріалів).

Кисень Озон 
Хімічна формула о2 о3
Молярна маса 32 48
Будова 0 = 0
Агрегатний стан Газ Газ
Колір Відсутній Синій
Запах Відсутній Різкий
Температура кипіння, °С -182,98 -111,9
Температура плавлення, °С -218,7 -192,7
Явище, за якого той самий хімічний елемент утворює кілька простих речо¬вин, називається алотропією (від грецьк. «мінливість»).
III. Вивчення нового матеріалу
1. Особливості будови атомів неметалічних елементів
Завдання 1 (четверо учнів біля дошки). Зобразіть схему будови атомів Карбо¬ну, Нітрогену, Оксигену, Флуору, укажіть вищий і нижчий ступені окиснення.
1) Що спільного в будові атомів цих елементів? (Це р-елементи, однакова кіль¬кість енергетичних рівнів, незавершений зовнішній енергетичний рівень, число електронів на зовнішньому рівні перевищує" 3)
2) У чому полягають відмінності в будові атомів цих елементів? (Збільшується число електронів на зовнішньому рівні, а отже, й електронегативність, неметалічні властивості)
3)Як змінюються неметалічні властивості в підгрупах? Чому? (Зменшуються неметалічні властивості: унаслідок збільшення радіуса атома слабшає зв'язок між зовнішнім енергетичним рівнем і ядром атома. УIII періоді з'являється вільний Зйпідрівень, що відіграє важливу роль у формуванні зо¬внішнього енергетичного рівня й утворенні хімічних зв'язків, а отже, впли¬ває на властивості елементів)
Завдання 2 (самостійна робота). Складіть схеми будови атомів Силіцію, Фосфору, Сульфуру, Хлору, укажіть вищий і нижчий ступені окиснення.
Завдяки наявності й-підрівня в цих елементів можливий перерозподіл елек¬
тронів на цей підрівень, стійкі сполуки з проміжними ступенями окиснення
для Сульфуру -4, Фосфору  +3, Хлору +1, +3, +5.
Явище алотропії (розповідь учителя)
1) Алотропія Сульфуру (заповнення схеми)
2) Алотропія Фосфору
3) Алотропні модифікації Карбону
Значення озонового шару Землі. Вплив людини на озоновий шар
IV. Підбиття підсумків уроку
Учитель узагальнює особливості будови та фізичні властивості неметаліч¬них елементів:
1) Доведіть, що за кількістю атомів неметалічних елементів у природі менше, але за вмістом (у відсотковому співвідношенні) їх значно більше й у повітрі, й у воді, і в земній корі, і в космосі.
2) Чим зумовлені відмінності у властивостях неметалів?
3) Які загальні закономірності у фізичних і хімічних властивостях неметалів ви можете назвати?
   Фронтальна бесіда за запитаннями
1) У чому полягають відмінності між алотропними модифікаціями Оксигену? Карбону?
2) Як пояснити різку відмінність фізичних і хімічних властивостей алотроп¬них модифікацій Оксигену? Карбону?
3) Яке значення має озоновий шар Землі для живих організмів?
4) Чим відрізняються алотропні модифікації й аморфні речовини, утворені тим самим хімічним елементом?
5) Одержання штучних алмазів із графіту — це явище фізичне чи хімічне? Чому?
V. Домашнє завдання
Опрацювати матеріал параграфа, відповісти на запитання до нього, викона¬ти вправи.
Творче завдання: підготувати короткі повідомлення про природні сполуки неметалів.
Додаток до уроку 3
                                               Таблиця 1 Порівняльна характеристика галогенів

Характеристика Флуор Хлор Бром Іод Астат
Хімічний символ F СІ  . Вг І Аt
Формула простої речовини F2 С12 Вг2 І2 Аt2
Атомна маса 19,00 35,45 79,90 126,90 [210]
Порядковий номер 9 17 35 53 85
Вищий ступінь окиснення +7 +7 +7 +7
Нижчий ступінь окиснення -1 -1 -1 -1 -1
Електронегативність 4,0 3,0 2,8 2,5 2,2
Густина, г/см3 1,11 1,56 3,12 4,94
Температура плавлення, °С -220 -101 -7 114
Температура кипіння, °С -188 -34 59 186
Агрегатний стан (н. у.) Газ Газ Рідина Твердий
Колір Зеленувато-жовтий Жовто-зеленуватий Червоно-бурий Темно-фіолетовий
Уміст у земній корі, % 0,066 0,017 2,1-10-4 4-10-5
Уміст у повітрі, %
Уміст у воді, %

Опрацювати матеріал параграфа, відповісти на запитання до нього, викона¬ти вправи.
                                                                                                                           Додаток до уроку 3

Характеристика Оксид Оксид
Молекулярна формула
Структурна формула, вид зв'язку
Технічна назва
Фізичні властивості
Агрегатний стан
• Запах
• .Тпл
•   пл
• Ткип
кип
• Розчинність у воді
• Взаємодія з повітрям
Хімічні властивості
• +н2о
•  +NаОН
•  +СаО
•  +НСl
Способи одержання
Застосування

УРОК 4
Тема уроку. Поширення неметалічних елементів у природі, застосування неметалів. Поняття про адсорбцію Основні фізичні та хімічні властивості неметалів
Цілі уроку: розвивати й поглиблювати знання учнів про періодичну систему на прикладі неметалічних елементів; показати за¬гальні закономірності та істотні відмінності у властивостях неметалічних елементів, будові та властивостях їхніх спо¬лук, поширення в природі.                                                                                                                    Тип уроку: комбінований урок засвоєння знань, умінь і навичок і твор-чого застосування їх на практиці.                                                                                      Форми роботи: фронтальна бесіда з теми, навчальна лекція, робота з опорною схемою, демонстраційний експеримент.                                                                   Обладнання: періодична система хімічних елементів, таблиця розчинності. , таблиці фізичних властивостей галоге¬нів, халькогенів, підгрупи Нітрогену, підгрупи Карбону                                                                    Демонстрація 1. Взаємодія заліза із сіркою.
ХІД УРОКУ
I. Організація класу
II. Перевірка домашнього завдання, актуалізація опорних знань
Фронтальна бесіда за запитаннями
1) Наведіть приклади явища алотропії в природі.
2) Чим відрізняються алотропні модифікації Оксигену? Карбону? Сульфуру?
III. Вивчення нового матеріалу
Завдання 1 (групова або фронтальна робота). За таблицями порівняйте агрегатні стани та фізичні властивості простих речовин, утворених неметалічними елементами.
Назвіть загальні закономірності. (Низькі температури кипіння і плавлен¬ня, крихкість, неелектроліти, нерозчинні або малорозчинні у воді)
Назвіть відмінності у фізичних властивостях. (Агрегатні стани: газ (хлор, кисень, азот та ін.), рідини (бром), тверді речовини (вуглець, силіцій, фосфор та ін.), мають різні значення густини, смак, колір, запах, прості речовини ма¬ють різне число атомів, явище алотропії)
2. Поширення неметалічних елементів у природі
За таблицями порівняйте поширення неметалічних елементів у природі (ла¬бораторна робота, повідомлення учнів).
Розглядаємо колекції мінералів, супроводжуючи перегляд розповіддю вчи¬теля й демонстрацією фрагментів.
1) Поширення Сульфуру в природі
2) Нітроген у природі
3) Фосфор у природі
4) Поширення в природі Карбону
5) Поширення в природі Силіцію

Адсорбція — це поглинання газів або розчинених речовин з розчину поверхнею твердого тіла або рідини. Адсорбція є одним із видів сорбції. Адсорбція відбуваєть¬ся під впливом молекулярних сил поверхневого шару адсорбенту. У деяких випад¬ках молекули адсорбату (речовини, яка поглинається) взаємодіють з молекулами адсорбенту й утворюють з ними поверхневі хімічні сполуки (хемосорбція). За по¬стійної температури фізична адсорбція посилюється внаслідок підвищення тиску або концентрації розчину. Процес, зворотний адсорбції, називається десорбцією.
Адсорбенти — високодисперсні природні або штучні матеріали з великою площею поверхні, на якій відбувається адсорбція речовин з газів або рідин, що стикаються з нею. Для очищення повітря й води від шкідливих речовин на очис¬них спорудженнях широко використовується метод адсорбції. Найбільш широ¬ко використовувані адсорбенти: активоване вугілля, силікагелі, алюмосилікагелі, оксиди й гідроксиди деяких металів, губчасті метали, природні мінерали.

Загальні хімічні властивості неметалів
Неметали можуть проявляти як окисні, так і відновні властивості.
1. Окисні властивості неметали проявляють у взаємодії з металами
1) Сірка з металами утворює солі — сульфіди.
Як і кисень, реагує з усіма металами, крім Аи, Рl, Іг. Реакції протікають за умови нагрівання.
2) У результаті взаємодії азоту й фосфору з металами утворюються нітриди й фосфіди.

Фосфор з магнієм реагує легко:
2Р+ЗМq = Мq3Р2 Нітроген — за підвищеної температури:
N2+ЗМq-»Мq3N2
3) Вуглець у результаті взаємодії з металами утворює карбіди:
2С + Са->СаС2                                                                               ЗС+4А1->А14С3                                                                        Силіцій — силіциди:
Sі + 2Мq->Мq2Sі
2. Окисні властивості неметалів під час взаємодії з воднем
Сірка з воднем реагує в разі нагрівання (пропускають водень над киплячою сіркою):
Н2 + S= Н2S + 20,92 кДж (Гідроген сульфід має характерний запах гнилих яєць.) Взаємодія азоту з воднем описується рівнянням:
N2+ЗН2=2NНз+Q Реакція гомогенна, екзотермічна, оборотна, каталітична.                                                                                    *Фосфор з воднем практично не взаємодіють. Однак, фосфін можна одержа¬ти непрямим шляхом:
Са3Р2 + 6Н20 = ЗСа (ОН)2 + 2РН3 Також фосфін можна одержати з фосфору:
2Р + 2NaОН+Н20 -» Na2НР03 + РН3                                                               РН3 — безбарвний газ із запахом «гнилої риби», отруйний, з водою не взаємодіє.

Вуглець із воднем взаємодіє за високих температур:
С + 2Н2->СН4                                                                                 Силіцій — з утворенням силану:

Sі + 2Н2=SіН4 Силан менш стійкий, ніж метан, на повітрі мимовільно окиснюється:
SіН4 + 202 -> Sі02 + 2Н20
3. Відновні властивості проявляються у взаємодії з киснем і галогенами

За нормальних умов сірка з киснем не взаємодіє. У разі нагрівання на пові¬трі згоряє блакитним, а в чистому кисні — синім полум'ям:
8+02-»802 (утворюється сульфур(ІV) оксид, безбарвний газ із різким запахом)                                                  Взаємодія азоту з киснем відбувається за високої температури в присутності каталізатора за схемою:
N2+02<=2NO                                                                                                  Така реакція в природі відбувається під час грозових розрядів.                                                                             У результаті взаємодії фосфору з 02 утворюються різні продукти. У над¬лишку кисню утворюється Р205 — фосфорний ангідрид, у разі нестачі кисню — Р203 (фосфористий ангідрид).
Дайте назву одержаним оксидам і кислотам за сучасною номенклатурою.                                      4Р + 502 -» 2Р205 (червоний фосфор реагує під час нагрівання, білий — за н. у.)
4Р+302-»2Р203                                                                                                                                       Р203 +02 -> Р205 (унаслідок нагрівання й на повітрі)                                                              Вуглець на повітрі згоряє:
С + 02 -> С02 + 402 кДж                                                      Силіцій горить у кисні за температури 500 °С:
Sі+02->8Ю2
Сірка, вуглець, силіцій узаємодіють з галогенами (крім І2), наприклад:
2S+Вг2 -> S2Вг2 (Вг - S - S - Вг)
2S+Сl2-»S2С12
Sі + 2F2-»SіF4
S + ЗF2-»SF6 (за н. у.)
Sі + 2Вг2 -> SіВг4 (за 500 °С)
Sі + 2С12 -> SіС14 (за 500 °С)
4. Вуглець і силіцій проявляють відновні властивості під час взаємодїі
з оксидами металів
С + 2СиО->2Си+С02
IV. Тренувальні вправи
Завдання 1. Здійсніть перетворення.
N2->NН3-»NO>NO2

Завдання 2. Обчисліть об'єм метану (н. у.), який можна одержати в резуль¬таті каталітичного синтезу зі 120 г вуглецю й 480 л водню, якщо вихід продукту реакції становить 95 %? (224 л)
Завдання 3. Здійсніть перетворення.
S -»S02 -» S03 -» Н2S04 -» Nа2S04
V. Підбиття підсумків уроку
1) У чому полягає подібність хімічних властивостей сірки, азоту, вуглецю?
2) У чому полягають відмінності між хімічними властивостями сірки, азоту, вуглецю?

VI. Домашнє завдання
Опрацювати матеріал параграфа, відповісти на запитання до нього, викона¬ти вправи.
Творче завдання: підготувати повідомлення про хімічні властивості озону.

Опрацювати матеріал параграфа, відповісти на запитання до нього, викона¬ти вправи.
Творче завдання: підготувати короткі повідомлення про природні сполуки неметалів.


Додаток до уроку 4
                                               Таблиця 1 Порівняльна характеристика галогенів

Характеристика Флуор Хлор Бром Іод Астат
Хімічний символ F СІ  . Вг І Аt
Формула простої речовини F2 С12 Вг2 І2 Аt2
Атомна маса 19,00 35,45 79,90 126,90 [210]
Порядковий номер 9 17 35 53 85
Вищий ступінь окиснення +7 +7 +7 +7
Нижчий ступінь окиснення -1 -1 -1 -1 -1
Електронегативність 4,0 3,0 2,8 2,5 2,2
Густина, г/см3 1,11 1,56 3,12 4,94
Температура плавлення, °С -220 -101 -7 114
Температура кипіння, °С -188 -34 59 186
Агрегатний стан (н. у.) Газ Газ Рідина Твердий
Колір Зеленувато-жовтий Жовто-зеленуватий Червоно-бурий Темно-фіолетовий
Уміст у земній корі, % 0,066 0,017 2,1-10-4 4-10-5
Уміст у повітрі, %
Уміст у воді, %


Опрацювати матеріал параграфа, відповісти на запитання до нього, викона¬ти вправи.

                                                                                                                           Додаток до уроку 4

Характеристика Оксид Оксид
Молекулярна формула
Структурна формула, вид зв'язку
Технічна назва
Фізичні властивості
Агрегатний стан
• Запах
• .Тпл
•   пл
• Ткип
кип
• Розчинність у воді
• Взаємодія з повітрям
Хімічні властивості
• +н2о
•  +NаОН
•  +СаО
•  +НСl
Способи одержання

УРОК 5
Тема уроку.  Сполуки неметалічних елементів з Гідрогеном. Склад, фізичні властивості, добуванні в лабораторії амоніаку і хлороводню                                                                                                           Цілі уроку: розширити знання про хімічні властивості неметалів на прикладі їхніх сполук із Гідрогеном, знання про властивості кислот на прикладі гідроген хлориду та хлоридної кислоти, властивості хлоридів; продовжити формування практичних умінь і навичок визначення речовин на прикладі якісної реакції па хлорид-йон; повторити правила безпеки під час використання кислот; розвивати вміння й навички скла¬дання йонних рівнянь на прикладі хімічних властивостей хлоридної кислоти; ознайомити зі способами одержання й використанням хлоридної кислоти. Ознайомити зі складом, особливостями будови молекули й фі¬зичними властивостями амоніаку                                                                                                     Тип уроку: засвоєння знань, умінь і навичок.                                                                             Форми роботи: фронтальна бесіда з теми, лабораторна робота, самостійна робота. Обладнання: періодичпа система хімічних елементів, таблиця розчинності.                        Демонстрація 5. Хімічні властивості хлоридної кислоти.                                                    Лабораторний дослід 3. Якісна реакція па хлорид-іон.
ХІД УРОКУ
I. Організація класу
II. Перевірка домашнього завдання, актуалізація опорних знань
1. Відповіді на запитання (троє учнів біля дошки)
1) За яких умов взаємодіють із киснем сірка, азот, вуглець? Запишіть рівнян¬ня реакцій горіння вуглецю в нестачі й надлишку кисню.
2) Порівняйте умови взаємодії сірки, азоту, вуглецю з воднем. Які властивості проявляє водний розчин сполуки Сульфуру з Гідрогеном, Сульфуру з Нітро¬геном, Сульфуру з Карбоном?
3) Запишіть рівняння реакцій узаємодії сірки, азоту, вуглецю з магнієм. На¬звіть одержані речовини. До якого класу належать ці речовини?
2. Групові завдання
1) Запишіть схему будови атома Хлору. Визначте можливі ступені окиснення. (—1, +1, +3, +5, +7) Поясніть чому? (Наявність Зd-підрівня)
2) Атом Хлору утворює стійкі сполуки з різними ступенями окиснення. Зобра¬зіть схему утворення молекули хлору. Укажіть тип зв'язку.
У молекулі С12 — ковалентний неполярний зв'язок. Фізичні властивості: газ жовто-зеленого кольору з різким запахом, отруйний.
3) Напишіть рівняння реакції взаємодії водню та хлору, укажіть тип реакції
й умови перебігу (горіння водню в хлорі):
Н2+С12>2НС1 Якщо змішати хлор з воднем у товстостінному циліндрі й поблизу запалити магній, то в циліндрі станеться вибух. Його спричинить яскраве світло.
Хімічна активність Хлору як окисника проявляється й під час взаємодії з водою. На світлі відбувається реакція:
Н20 + С12->НС1 + НС10
III. Вивчення нового матеріалу
Гідроген хлорид. Хлоридна кислота
1. Гідроген хлорид
Гідроген хлорид НСІ — безбарвний задушливий газ, добре розчинний у воді. Розчин відомий як хлоридна, або соляна, кислота.
У хімічних лабораторіях гідроген хлорид одержують шляхом нагрівання натрій хлориду з концентрованою сульфатною кислотою.
Демонструється установка, учні записують на дошці рівняння реакції:
2NаС1 + Н2S04 -» Nа2S04 + 2НС1                                                                                  Згадайте, як необхідно збирати гідроген хлорид НС1? (Газ важчий за пові¬тря, тому збирають, опустивши газовідвідну трубку в суху посудину)
2. Хлоридна кислота
Лабораторний дослід 3. Хімічні властивості хлоридної кислоти                                  Дослід 1. Дослідження розчину хлоридної кислоти індикатором
НС1->Н++СГ                                                     Висновок: хлоридна кислота — сильний електроліт.                                       Дослід 2. Взаємодія хлоридної кислоти з металами
Zn+2НС1->ZnС12 + Н2 Взаємодія хлоридної кислоти із цинк оксидом:
ZnО+2НС1 -> ZnС12 + Н20                                                Дослід 3. Реакція нейтралізації
Завдання. Проведіть реакцію нейтралізації в присутності фенолфталеїну, запишіть рівняння реакції у йонно-молекулярній формі:
NаОН+НС1 -»NaC1 + Н20                                              Дослід 4. Якісна реакція на хлорид-іон
Майже всі хлориди розчиняються у воді. Аргентум хлорид випадає у вигля¬ді білого сирнистого осаду.
У двох пробірках містяться розчини хлоридної кислоти й натрій хлориду. Дослідіть розчини на наявність хлорид-іонів, запишіть йонно-молекулярні рів¬няння реакцій:
Аq++СL->АqСl
У результаті додавання до осаду нітратної кислоти осад не розчиняється: ар¬гентум хлорид не розчиняється ні у воді, ні в кислотах.
3. Застосування хлоридної кислоти
Учитель пропонує учням з допомогою підручника або інших довідкових джерел розповісти про застосування хлоридної кислоти.
1. Амоніак — фізичні й хімічні властивості (розповідь учителя)
Молекула NH3 має структуру трикутної піраміди з атомом Нітрогену у верши¬ні. Хімічний зв'язок утворюється шляхом перекривання 8-орбіталей трьох атомів Гідрогену і трьох р-орбіталей Нітрогену, р-хмарини перпендикулярні, але кут між зв'язками перевищує 90°, тому що електронні хмарини атомів Гідрогену відштов¬хуються й утворюють кут зв'язку 107°. Довжина зв'язку N-Н становить 1,01 А.
Фізичні властивості: безбарвний газ із різким запахом, добре розчинний
у воді (до 700 л амоніаку віл води). Температура плавлення дорівнює- 77,7 °С,
температура кипіння -33,4 °С.

IV. Застосування отриманих знань. Самостійна робота
Завдання 1. З якою з перелічених нижче речовин реагуватиме хлоридна кислота? Напишіть рівняння можливих реакцій.
Варіант І: а) магній; б) кальцій оксид; в) ртуть; г) калій гідроксид.
Варіант II: а) срібло, б) купрум(П) оксид; в) алюміній; г) натрій гідроксид.
Завдання 2. Здійсніть перетворення.
Варіант І: С12 -» NаСІ -» НС1 -»МqС12
Варіант II: С12 -» НСl -»NaС1 -»АqС1
Завдання 3. Розв'яжіть задачі.
Варіант І. Обчисліть об'єм водню (н. у.), що виділиться внаслідок узаємодії 130 г цинку з 200 г розчину хлоридної кислоти з масовою часткою кислоти 27 %.
Варіант II. Обчисліть об'єм гідроген хлориду (н. у.), одержаного шляхом узаємодії 117 г натрій хлориду з концентрованою сульфатною кислотою масою 150 г (масова частка кислоти — 60 %).
V. Підбиття підсумків уроку
1) Чим відрізняються властивості сполук Гідрогену з Хлором, Сульфуром, Ні¬трогеном, Карбоном?
2) Чому гідроген хлорид добре розчиняється у воді, а метан — ні?
3)Які хімічні властивості хлоридної кислоти доводять її приналежність до
класу кислот? 4) Як визначити наявність аніонів СГ у розчині?
VI. Домашнє завдання
Опрацювати матеріал параграфа, відповісти на запитання до нього, викона¬ти вправи.


УРОК №6
Тема уроку. Взаємодія амоніаку та хлороводню з водою. Солі амонію. Якісна реакція на йони амонію та хлорид-йони                                                                           Цілі уроку: ознайомити зі складом, особливостями будови молекули й фі-зичними властивостями амоніаку, розчинністю амоніаку у воді й дією індикаторів на розчин, особливостями взаємодії амоніаку з водою й кислотами; розвивати вміння складати йонно-моле-кулярні рівняння реакцій на прикладі властивостей амоніаку; розповісти про застосування амоніаку; розширити уявлення про солі та їх загальні властивості на прикладі солей амонію; ознайомити учнів зі специфічними властивостями солей амонію; дати уявлення про способи одержання солей амонію; удосконалювати вміння проводити хімічний експеримент, спос¬терігати за перебігом реакцій і робити узагальнюючі висновки.                                                                                              Тип уроку: комбінований урок засвоєння знань, умінь і навичок і твор-чого застосування їх на практиці.                                                                                              Форми роботи: навчальна лекція, лабораторний і демонстраційний експе-рименти, робота з опорною схемою.                                                                       Обладнання: періодична система хімічних елементів.                                  Демонстрація. Одержання амоній хлориду («дим без вогню»).                        Лабораторний дослід 2. Визначення йонів амонію в розчині.
ХІД УРОКУ
I. Організація класу
II. Актуалізація опорних знань, перевірка домашнього завдання
1. Напишіть рівняння одержання амоніаку, укажіть окисник і відновник.
2. Охарактеризуйте цю реакцію, назвіть умови, необхідні для перебігу цієї ре¬акції.
III. Вивчення нового матеріалу
2. Хімічні властивості амоніаку
1)Окиснення для молекули амоніаку є малохарактерним, оскільки молекула
амоніаку стійка.
а) На повітрі не горить, але в атмосфері кисню згоряє жовтим полум'ям: 4NH3 + 302 -> 6Н20 + 2N2 + 303 ккал
Зверніть увагу на те, суміш амоніаку й кисню внаслідок нагрівання може
вибухати!                                                                                                            б) Неповне окиснення в присутності каталізатора (кат — Рt, Fе203, Сг203 ):
4NH3 + 02 -Pt-> 4NO+6Н20+Q                                                Тут каталізатор не лише прискорює, але і змінює напрям реакції.                      2) Для амоніаку характерні реакції приєднання з утворенням йона амонію,                                                                                                                        а) Взаємодія з водою:
NH3+н2о <-> NH4ОН «-> NH4+он-
У йоні амонію утворюється ковалентний зв язок за донорно-акцепторним механізмом.
У розчині амоніаку індикатори змінюють колір: лакмус — на синій, фенол¬фталеїн — на малиновий, що вказує на лужне середовище розчину амоніаку.
Йон NH4* має форму правильного тетраедра, усі зв'язки — ковалентні по¬лярні, рівноцінні (мають однакову довжину й кут зв'язку).
б) Приєднання кислот:
Nн3+нсl->NH4Cl
За цілковитої відсутності води реакція не протікає:
NН4ОН + НС1 -> NH4С1 + Н20                                                                          Висновок: розчин амоніаку NH3 — основа, оскільки взаємодіє з кислотами, а розчин має лужну реакцію.

IV. Первинне застосування отриманих знань
1. Напишіть рівняння реакцій, з допомогою яких можна здійснити перетво¬
рення:
N2 —->NH3 —NH4С1—->NН4ОН->(МН4)2 S04 —->ВаS04
 Укажіть, як змінюється ступінь окиснення Нітрогену в 1-й і 5-й реакціях.
2. Демонстрація досліду «Дим без вогню». Особливості взаємодії амоніаку
з хлоридною кислотою:
NH3+НС1->|NН4]+СГ NH3 + Н+->[NН4]+
3. Запишіть рівняння взаємодії амоніаку із сульфатною кислотою в молеку¬
лярній та йонній формах:
а) NH3+Н2S04 ->[NН4]+[НS04]                                                                    NH3 +2Н+ +S04 -> [NН4]+ +НS04
NH3+н+->-[NH4]+
б)2NН3 + Н2S04-=(NН4)2S04
NH3+н+= NH4+;
Висновок: NH4 можна розглядати у формулах як одновалентний метал.
V. Самостійна робота
Завдання 1. Складіть повні та скорочені молекулярно-йонні рівняння реак¬цій між речовинами.
Варіант І
а) Амоній гідроксид і ортофосфатна кислота;
б) амоній сульфат і кальцій гідроксид.
Варіанті!
а) Магній хлорид і амоній фосфат; . ,
б) амоній нітрат і калій гідроксид.
Завдання 2. Напишіть рівняння окисно-відновної реакції одержання речовин.                                    Варіант І: нітроген(ІІ) оксид.        Варіант II: амоніак.                                                                    *Укажіть умови зсуву хімічної рівноваги в цих реакціях у бік утворення продукту реакції.
Завдання 3. Поясніть механізм утворення йона амонію NН4 у реакціях.
Варіант І: розчинення амоніаку у воді.
Варіант II: взаємодія амоніаку з хлоридною кислотою.
VI. Підбиття підсумків уроку
VII. Домашнє завдання
Опрацювати матеріал параграфа, відповісти на запитання до нього, викона¬ти вправи.


УРОК 7
Тема уроку. Сульфатна кислота і сульфати. Найважливіші природні сульфати, якісна реакція та сульфат-йон.                                                                    Цілі уроку: вивчити фізичні й хімічні властивості сульфатної кислоти; озна¬йомити учнів зі специфічними властивостями концентрованої сульфатної кислоти; показати значення сульфатної кислоти. розширити знання учнів про солі на прикладі властивостей сульфатів, їх застосування; ознайомити учнів з якісною реакцією на сульфат-іон                             Тип уроку: комбінований урок засвоєння знань, умінь і навичок і твор-чого застосування їх на практиці.                                                                   Форми роботи: навчальна лекція, фронтальна робота з опорною схемою, демонстраційний експеримент.                                                                Обладнання: періодична система хімічних елементів, таблиця розчинності, ряд активності металів.                                                        Демонстрація 6. Хімічні властивості розведеного розчину сульфатної кислоти.                                                                                                     Демонстрація 7. Взаємодія концентрованої сульфатної кислоти з міддю.
Лабораторний дослід 4. Визначення сульфат-іона.
ХІД УРОКУ
I. Організація класу
II. Актуалізація опорних знань
1. Аналіз практичної роботи 1, обговорення типових помилок, коригування знань
2. Робота біля дошки за питаннями
1) Установіть відповідність.
N2о5 н2со3
S02 НNO3
С02 Н2S04
S03 Н2S03
2) Запишіть рівняння гідратації оксидів із завдання 1.
3) Здійсніть перетворення.
FеS2 -> S02 -> S03 -> Н2S04
4) Обчисліть масу сульфатної кислоти, яку можна одержати з 1 т піриту, що
містить 10 % домішок, якщо вихід продукту реакції становить 87 %.
III. Вивчення нового матеріалу
1. Фізичні властивості сульфатної кислоти
Розповідь учителя.
2. Демонстрація 6. Хімічні властивості розчину сульфатної кислоти
1) Сильний електроліт, у розчині практично повністю дисоціює на йони:
Н2S04=2Н++S04-
2) Утворює два ряди солей: кислі й середні. Які саме з них утворяться, зале¬
жить від кількісного співвідношення реагентів:
Н2S04 + NаОН -> NaНS04 + Н20
Н2S04 + 2NаОН = Nа2S04 + 2Н20
(демонстрація 2, учні біля дошки складають йонні рівняння)
3) 3 основними оксидами:
СцО + Н2S04 -> СиS04 +Н20 (демонстрація зі складанням йонних рівнянь реакцій)
4) Може витісняти більш слабкі кислоти в процесі взаємодії з їхніми солями:
Nа2S + 2Н2S04 -> Н2S  +2NaНS04                                                                                           Nа2S+Н2S04 -> Н2S  + Na2S04                                                                                     5)3 металами розведена й концентрована кислоти взаємодіють по-різному. Розведена реагує з металами до Н2:                                                                            Fе + Н2S04 —> FеS04 +Н2 (демонстрація зі складанням йонних рівнянь)

     3. Специфічні властивості концентрованої сульфатної кислоти
1) Обвуглювання органічних речовин, що складаються з Карбону й Гідрогену.
Якщо цукор змішати з концентрованою Н2S04, маса чорніє й розігрівається
й незабаром зі стаканчика починає виповзати пориста чорна маса (за тех¬
нічної можливості демонструємо дію концентрованої сульфатної кислоти на
цукор):
С12Н22О11 + Н2S04 = С + Н2S04 • nН20
2) Концентрована Н2S04 за кімнатної температури не взаємодіє з деякими ме¬талами. Це дозволяє перевозити кислоту (> 75 %) у сталевих цистернах.
3) Унаслідок нагрівання діє майже на всі метали до А§ включно (крім Рt, Аи та деяких інших). У цьому випадку водень не виділяється, а утворюються продукти відновлення S : S02, Н2S,  а також сіль і вода. Продукти за¬лежать від активності металу й умов реакції. Умовно можна прийняти, що сульфатна кислота відновлюється:
• з малоактивними металами — до S02:
2Аq + 2Н2S04 -» Аq2S04 + S02 + Н20
• у результаті взаємодії з більш активними металами можуть виділятися
S02, Н2S і S. Наприклад, взаємодія з Zn (залежно від умов — температури
й концентрації):
1) Zn + 2Н2S04 -> ZnS04 + S02 + 2Н20
2) 3Zn+4Н2S04 ->3ZnS04 + S + 4Н20
3) 4Zn + 5Н2S04 -> 4ZnS04 + Н2S + 4Н20
Демонстрація 7. Взаємодія концентрованої сульфатної кислоти з міддю Си + 2Н2S04 -> СиS04 + S02 + 2Н20
4. Значення сульфатної кислоти й сульфатів у народному господарстві
Повідомлення учнів
Застосування Н2S04
Фундамент хімічної промисловості.
Виробництво мінеральних добрив.
Очищення поверхні металів перед нанесенням металевих покриттів.
В акумуляторах.
 Сульфати
1. Солі сульфатної кислоти — сульфати, гідрогенсульфатц
Утворює ряди солей: кислі й середні, що залежить від кількісного співвід¬ношення реагентів:
Н2S04 + NaOН -»NаНS04 + Н20                                                                                     Н2S04 + 2NаОН-> Nа2S04 + 2Н20                                                                                        (Учні біля дошки складають йонні рівняння реакцій.)
2. Повідомлення учнів про сульфати, їх застосування
Найпоширеніші сульфати
СаS04 • 2Н20 — гіпс, за і° = 150 °С переходить у 2СаS04 ■ Н20 — алебастр.
Ма2S04 • 10Н2О — глауберова сіль (на честь німецького хіміка Йоганна Ру¬дольфа Глаубера). Використовується як проносне в медицині, у виробництві скла й соди.
МqS04 • 7Н20 — гірка сіль (магнезит).

ВаS04 — діагностика захворювань шлунково-кишкового тракту, оскільки барій сульфат непрозорий для рентгенівських променів.
Купороси — кристалогідрати сульфатів Fе, Со, Nі, Zn
ZnS04-7Н20—мікродобриво, виробництво фарб.
FеS04-7Н20 — боротьба зі шкідниками рослин, виготовлення чорнила, фарбування тканин.
СиS04-5Н20 — обприскування рослин, протруювання насіння, покриття металів міддю електролізом.
Галуни — кристалогідрати подвійних солей
К2S04 • А12(S04)3 -24Н20 (КАl(S04)2 12Н20) — алюмокалієві галуни — кро¬воспинний засіб.
К2S04 Сг2(S04) -24Н20 — хромокалієві галуни — вичинка шкіри, «хромо¬ві чоботи».
3. Лабораторний дослід . Визначення сульфат-іонів у розчині
Для визначення сульфат-іонів у розчині використовують реакцію утворен¬ня практично нерозчинного білого осаду барій сульфату.
Завдання. Дослідіть розчини сульфатної кислоти й натрій сульфату на наяв¬ність сульфат-іонів у розчині. Підтвердьте припущення йонно-молекулярними рівняннями реакцій.
Н2S04 + ВаСL2 -> ВаS04 + 2НСL
Nа2S04 + ВаСL2 -> ВаS04 + 2NаСL
Висновок: якісна реакція на сульфат-іон — дія розчинних солей Барію.
V.Первинне застосування отриманих знань
Завдання 1. Як концентрована Н2S04 діятиме на індикатори? Відповідь о᬴рунтуйте.
Завдання 2. Напишіть рівняння реакцій взаємодії концентрованої суль¬фатної кислоти з натрієм, цинком, алюмінієм, вуглецем у молекулярній фор¬мі й розставте коефіцієнти методом електронного балансу (самостійна робота зі взаємоперевіркою):
8Nа° +5Н2SО4 -» 4Nа2S04 +Н2S +4Н20
Zn° +2Н2 SO4 -» Zn S04 + SO2 + 2Н20
2А1° + 4Н2S04 -» Аl2 (S04 )3 + S° + 4Н20
С° + Н2S04 -> С02 + SО2, + 2Н20
V. Підбиття підсумків уроку
Чому розрізняються хімічні властивості розведеної та концентрованої суль¬фатних кислот?
У цистернах з яких металів можна транспортувати концентровану сульфат¬ну кислоту? (Назвіть умови.)
Чому ці самі цистерни не можна використовувати для перевезення розчинів сульфатної кислоти?
VI. Домашнє завдання
Опрацювати матеріал параграфа, відповісти на запитання до нього, викона¬ти вправи.
Творче завдання: підготувати повідомлення (презентації) про сульфати та їх застосування.
Тема 1. НЕМЕТАЛІЧНІ ЕЛЕМЕНТИ ТА ЇХНІ СПОЛУКИ (продовження)
УРОК 9
Тема уроку Нітратна кислота і нітрати, їх поширення в природі. Проблема вмісту нітратів у харчових продуктах                                                                                    Цілі уроку: розвивати знання учнів про кислоти на прикладі властивостей нітратної кислоти; ознайомити учнів із фізич¬ними й хімічними властивостями нітратної кислоти, спільними для всіх кислот, та їхніми специфічними властивостями; показати особливості взаємодії нітратної кислоти з металами, якісною реакцією на нітратну кислоту та її солі; вирішити проблему вмісту нітратів у харчових продуктах. : закріпити знання учнів про загальні властивості солей, спосо¬би їх одержання на прикладі нітратів; ознайомити з якісною реакцією на нітрат-іон, термічним роз¬кладом нітратів; обговорити проблеми забруднення харчових продуктів хімічними речовинами на прикладі нітратів                                                                                                      Тип уроку: комбінований урок засвоєння знань, умінь і навичок і твор¬чого застосування їх на практиці.                                                                                Форми роботи: навчальна лекція, фронтальна й самостійна робота з опорною схемою, демонстраційний експеримент.                                            Обладнання: періодична система хімічних елементів, таблиця розчинності, ряд активності металів.                                                                              Демонстрація 8. Взаємодія концентрованого й розведеного розчинів нітратної кислоти з міддю (під витяжкою).
ХІД УРОКУ
I. Організація класу
II. Аналіз контрольної роботи
Робота з класом зі з'ясування типових помилок, індивідуальна робота над помилками.
III. Мотивація навчальної діяльності
1. Запишіть формули оксидів Нітрогену зі ступенями окиснення +1, +2, +3,
+4,+5.
N20;  N0;  N203;  N02;  N205.
2. Які з цих оксидів розчиняються у воді?
3. Які з оксидів утворюють кислоти? Запишіть рівняння хімічних реакцій.
IV. Вивчення нового матеріалу
Нітратна кислота, її властивості
1. Нітратна кислота
Фізичні властивості Розповідь учителя.
Одержання
1) 4NН3+02 —->4NO + 6Н20 + 216 ккал
2) 2NO + 02 <-> 2NО2 + 27 ккал
3) 4NO2 + 2Н20+02 <-> 4НNO3 + Q Хімічні властивості
Сильна одноосновна кислота: НNO3 <-» Н+ +N03
1) Реагує з основними оксидами: СuО+2НNO3 -» Сu(NO3)2 + Н20
2) Реагує з основами: Са(ОН)2 +2НNO3 -► Са(NO3)2 +2Н20
3) Виражені окисні властивості проявляються в реакціях з металами.
У ряді активності металів зі зменшенням концентрації НNО3 і збільшенням активності металу ступінь відновлення Нітрогену збільшується від +5 до -3.

Найбільш імовірними продуктами відновлення нітратної кислоти вважаються
такі:
>.
М+402; N+20; N20 ;N2° ;N 3 (NH4NO3) (NH3+НNO3 ->NН4NO3) Умовно можна вважати що, чим більш ліворуч розташований метал і чим менша концентрація НЖ)3, тим більш повним є відновлення Нітрогену від N+5 аж до N-3.
Деякі метали реагують з розведеною нітратною кислотою й не реагують з концентрованою. Така пасивність характерна для заліза й алюмінію. Це до¬зволяє перевозити концентровану НNО3 в цистернах зі сталі й алюмінію.
Суміш концентрованої НN03 та НС1 (1:3) називається «царською горіл¬кою», у ній легко розчиняються золото й платина. (Активний елемент — СІ у момент виділення.)
Завдання. Складіть окисно-відновну реакцію розчинення золота й платини в «царській горілці».
Аu + НNO3 + ЗНС1 -> АuС13 + N0 + 2Н20
ЗРt+4НNO3 +12НС1 -» ЗРtCl4 + 4NO + 8Н20
*4) 3 неметалами взаємодіє концентрована кислота (міцна, димна).
3S+6НNO3 -> Н2S04 + 6NO2 + 2Н20
ЗР+5НNO3 + 2Н20-*ЗН3Р04+5NО
ЗС+4НNО3 -> ЗС02 + 4NO + 2Н20
II. Нітрати
Евристична бесіда
1. Поясніть, чому нітратна кислота утворює один вид солей.
2. Назвіть наведені солі:
NaNO3, КН2Р04, СаНР04, (NH4)зР04.
3. У чому проявляються ознаки подібності й відмінності в загальних хімічних
властивостях нітратів і фосфатів?
Ознаки подібності. Відмінності.
4. Назвіть якісну реакцію на нітрати:
КNO3 + Н2S04 + Сu -» Сu (NO3)2  + К2S04 + Н20+NO2 (Розгляньте реакцію як ОВР.) *5. Особливі властивості нітратів — термічний розклад:
|->Ме(NО2)x+02 (Ме до Мq)
Ме (N03 )х —~ - Ме2°x + N02 + °2 (M -- Си) ->Ме+NO2 + 02 (після Сu)
Наведіть приклади хімічних реакцій кожного типу розкладу нітратів, роз-ставте коефіцієнти методом електронного балансу. Амоній нітрат розкладається за схемою:
NH4NO3-> N2 + H2O
Розставте в рівнянні коефіцієнти, укажіть окисник і відновник. 6. Якісна реакція на фосфати:
АqNO3 + Nа3Р04 -» Аq3Р04 + NаNO3 (Допишіть у йонно-молекулярній формі.)

7. Поняття про нітрити
Повідомлення учнів про нітрати й нітрити в продуктах харчування, їх дію на організм людини, використання в промисловості й сільському господарстві.

.V. Питання для закріплення
1. Демонстрація 8. Проводимо реакції, записуємо на дошці рівняння та роз¬ставляємо коефіцієнти з допомогою методу електронного балансу.
4.12,8 г міді розчинили в концентрованій нітратній кислоті. Обчисліть об'єм газу, що виділився, якщо масова частка виходу газу дорівнює 85 %.
Сu +4НNO3 -»Си(NO3)2 + 2NO2+ 2Н20
                   65 г/моль 22,4 л/моль
5. Самостійна робота. Складіть окисно-відновну реакцію взаємодії нітратної кислоти різної концентрації з речовинами.
Варіант І: а) натрій; б) вуглець. Варіант II: а) калій; б) сірка.
VI. Підбиття підсумків уроку
Учитель підбиває підсумки уроку, оцінює роботу учнів на уроці, вибірково перевіряє самостійне виконання завдань учнями.
VII. Домашнє завдання
Опрацювати матеріал параграфа, відповісти на запитання до нього, викона¬ти вправи.
Творче завдання: підготувати повідомлення про мінеральні добрива, їх ра¬ціональне використання і проблеми екології, що пов'язані з використанням мі¬неральних добрив.


УРОК 10
Тема уроку.. Загальні відомості про мінеральні добрива. Раціональне використання добрив та проблеми охорони природи. Роль хімії у розв’язанні продовольчої проблеми                                                             Цілі: закріпити знання учнів про загальні властивості солей, спосо¬би їх одержання на прикладі нітратів і фосфатів; озна¬йомити із загальними властивостями мінеральних добрив та їх класифікацією; стисло охарактеризувати найважливіші ні¬тратні й фосфатні добрива, показати їх значення в народному господарстві; визначити роль Нітрогену й Фосфору в живих організмах                                                                                                . Тип уроку: комбінований урок засвоєння знань, умінь і навичок і твор-чого застосування їх на практиці.                                                                              Форми роботи: навчальний семінар, фронтальна, групова робота, лабора-торна робота.                                                                                               Обладнання: періодична система хімічних елементів, таблиця розчиннос-ті, ряд активності металів, схема класифікації нітратних і фосфатних добрив.                                                                                                      Лабораторний дослід 5. Ознайомлення зі зразками нітратних добрив. Лабораторний дослід 6. Ознайомлення зі зразками фосфатних добрив.
ХІД УРОКУ
I. Організація класу
II. Нітрати й фосфати
Евристична бесіда
3. Поясніть, чому нітратна кислота утворює один вид солей, а фосфатна — три види.
4. Назвіть наведені солі:
NaNO3, КН2Р04, СаНР04, (NH4)зР04.
3. У чому проявляються ознаки подібності й відмінності в загальних хімічних
властивостях нітратів і фосфатів?
Ознаки подібності. Відмінності.
4. Назвіть якісну реакцію на нітрати:
КNO3 + Н2S04 + Сu -» Си (NO3)2 + К2S04 + Н20+NO2 (Розгляньте реакцію як ОВР.) *5. Особливі властивості нітратів — термічний розклад:
|->Ме(NО2)x+02 (Ме до Мq)
Ме (N03 )х —~ - Ме2°x + N02 + °2 (M -- Си) ->Ме+NO2 + 02 (після Сu)

Наведіть приклади хімічних реакцій кожного типу розкладу нітратів, роз-ставте коефіцієнти методом електронного балансу. Амоній нітрат розкладається за схемою:
NH4NO3-> N2 + H2O

Розставте в рівнянні коефіцієнти, укажіть окисник і відновник. 6. Якісна реакція на фосфати:
АqNO3 + Nа3Р04 -» Аq3Р04 + NаNO3 (Допишіть у йонно-молекулярній формі.)
7. Поняття про нітрити
Повідомлення учнів про нітрати й нітрити в продуктах харчування, їх дію на організм людини, використання в промисловості й сільському господарстві.
III. Семінар з теми «Мінеральні добрива»
1. Вивчення схеми класифікації мінеральних добрив
2. Лабораторний дослід 5. Ознайомлення зі зразками нітратних добрив
3. Лабораторний дослід 6. Ознайомлення зі зразками фосфатних добрив
4. Повідомлення учнів
Заслуховуємо повідомлення учнів про мінеральні добрива, обговорюємо проблеми використання мінеральних добрив у сільському господарстві, про¬блеми забруднення навколишнього середовища й роль Нітрогену й Фосфору для живих організмів.
Мінеральні добрива
Розповідь учителя
Мінеральні добрива, що виробляються хімічною промисловістю, поділя¬ються на види:
а) фосфатні (головним чином простий і подвійний суперфосфати й преципітат);
б) нітратні (амоній сульфат, амонійна селітра, кальцієва й натрієва селітри);
в) калійні (калій хлористий та змішані калійні солі);
г) борні, магнієві й манганові (сполуки й солі, що містять ці елементи).
Фосфатні добрива
Розповідь учителя про види фосфатних добрив і способи їх одержання та ви¬робництва.
Фосфатні добрива називаються простими, тому що містять лише один з не¬обхідних рослині елементів. Більш перспективними є складні мінеральні до¬брива, що містять кілька поживних речовин. До добрив такого типу належать: амофос, калійна селітра й нітрофоска.
Нітратні добрива
Амонійні добрива: рідкий NH3, амоніакова вода, амоній і амоній-натрій сульфати та ін. Перетворюється в ґрунті на малорухому форму, що під дією на¬явних у ґрунті бактерій, здатних до нітрифікації, поступово переходить у більш рухливу форму, добре засвоювану рослинами. Ці добрива придатні для всіх сільськогосподарських культур і застосовуються на кислих і некислих ґрунтах у разі їх вапнування.
Нітратні добрива: натрієва й калієва селітри. Особливості їх використання.
Амідні добрива повільно діючі, але через їх високу вартість масштаби ви¬робництва поки що обмежені.
Амонійно-нітратно-амідні добрива: концентровані водні розчини карбаміду й амоній нітрату, а також їхні розчини в амоніаковій воді. Є ефективними як для внесення в ґрунт, так і для підгодівлі рослин.
IV. Підбиття підсумків уроку, виставлення оцінок за роботу на уроці
й повідомлення на семінарі
Узагальнення вчителя
Застосування мінеральних добрив — один з основних прийомів інтенсивно¬го землеробства. За високого рівня агротехніки й застосування добрив можна керувати врожайністю, підвищувати її в кілька разів. Саме таке питання на¬разі розв'язують наші хіміки й сільськогосподарські працівники для того, щоб достатньо забезпечити потреби країни в продуктах харчування, а промисло¬вість — у сировині.
V. Домашнє завдання
Опрацювати матеріал параграфа, відповісти на запитання до нього, викона¬ти вправи.
Творче завдання: написати рекламу або «антирекламу» мінеральних добрив.



УРОК 11
Тема уроку Карбонатна кислота. Солі карбонатної кислоти, їх поширення в природі та застосування. Принцип дії  вогнегасника. Якісна реакція на карбонат-йон.                                                                                                          Цілі уроку: формувати знання учнів про карбонатну кислоту як одну зі слабких неорганічних кислот; ознайомити з її фізичними й хімічними властивостями; поглибити знання про середні й кислі солі, їх взаємоперетворення на прикладі карбонатів і гідрогенкарбонатів; ознайомити учнів з якісною реакцією на карбонат-йон.                                        Тип уроку: комбінований урок засвоєння знань, умінь і навичок і твор¬чого застосування їх на практиці.                                                                             Форми роботи: навчальна лекція, фронтальна й самостійна робота з опорною схемою, лабораторний і демонстраційний експерименти. Обладнання: періодична система хімічних елементів, таблиця розчинності. Демонстрація 7. Дія хлоридної кислоти на кальцій карбонат. Лабораторний дослід 7. Визначення карбонат-йонів.
ХІДУРОКУ
I. Організація класу
II. Мотивація навчальної діяльності
• Згадайте, в який спосіб у лабораторії одержують вуглекислий газ. Демонстрація 7. Дія хлоридної кислоти на кальцій карбонат Демонстрація 6. Одержання вуглекислого газу та його взаємодія з водою й вапняною водою
• Одержання:
СаС03 + 2НС1 -> СаС12 + С02 + Н20
Як довести, що розчин карбон(ІV) оксиду — кислота?
• Пропускаємо крізь воду з метилоранжем — забарвлення в червоний колір:
Н20 + С02 <-» Н2С03 <=> 2Н+ + С032"
• Пропускаємо крізь вапняну воду — він каламутніє:
С02 + Са(ОН)2-> СаС03 + Н20 Запишіть йонно-молекулярні рівняння реакцій.

III. Вивчення нового матеріалу
Карбонатна кислота, карбонати
Н2С03 — слабка кислота, у розчині встановлюється рівновага системи:
Н20 + С02 <-» Н2С03 *-» Н+ + НС03 <-» 2Н+ + СО3 — рівновага значною мірою зміщена ліворуч.
• За яких умов рівновага зміщатиметься в бік утворення карбонатної кисло¬
ти? (Підвищення тиску, зниження температури)
Утворює два ряди солей: МеС03 —карбонати, МеНС03 —гідрогенкарбо¬нати.
Розчинними у воді є карбонати Na+, К+, NH4*. Гідрогенкарбонати всі роз¬чиняються у воді. Карбонати Натрію й Калію плавляться без розкладу, решта розкладаються внаслідок нагрівання й навіть у процесі кипіння.
СаС03->СаО + С02
NаНС03 —^->Nа2С03 + С02 + Н20                                         Для   деяких   карбонатів   широко   використовуються   тривіальні   назви: Na2С03 —кальцинована сода, Nа2С03*10Н20 —каустична сода, К2С03 —по¬таш, СаС03 — крейда.

IV. Самостійна практика зі взаємоперевіркою
Завдання 1. Напишіть рівняння реакцій, з допомогою яких можна здійсни¬ти перетворення:
Са(ОН)2.> СаС03 -> Са(НС03)2  СаС03 -» С02 > Nа2С03
С02 + Са(ОН)2 -> СаС03 + Н20
СаС03 + С02 + Н20 -» Са (НС03 )2
Са(НС03) + Са(ОН)2 -> 2СаС03 + 2Н20
СаС03->СаО+С02
С02 + 2NаОН-> Nа2С03 + Н20
Завдання 2. У процесі нагрівання суміші кальцій карбонату й магній карбо¬нату масою 18,4 г утворилося 4,48 л С02 (н. у.). Обчисліть уміст кожного кар¬бонату в суміші.
Якщо m(СаС03) = x г, то m(МqС03) = (18,4 - x) г.
СаС03->СаО+   С02
100 г/маль 22,4 л/моль
(18,4-x) г bл
МqС03->МqО+   С02
84 г/моль 22,4 л/моль
.                            х* 22,4    (18,4 -x)• 22,4
а+Ь = ———+- - = 4,48;
                         100     84
0,224х + 4,907-0,266х = 4,48;
0,042x = 0,427;
х = 10,17(г).
m(СаС03) = 10,17 г, m(МqС03) = 8,23 г.
Завдання 3. Лабораторний дослід 7
Візьміть пробірки з розчинами натрій карбонату, натрій сульфату, натрій хлориду. Запропонуйте спосіб розпізнавання цих солей. Складіть план експе¬рименту.
V. Підбиття підсумків уроку, виставлення оцінок за роботу на уроці
VI. Домашнє завдання
Опрацювати матеріал параграфа, відповісти на запитання до нього, викона¬ти вправи.
Творче завдання: підготувати повідомлення про будівельні матеріали, пись¬мово — повідомлення на одну з тем:
1. Виготовлення скла: історія розвитку.
2. Види скла, його застосування.
3. Кераміка, її застосування.
4. Цемент, бетон — фундамент сучасного будівництва.
УРОК 12
Практична робота 1. Одержання карбон(ІV) оксиду. Взаємоперетворення карбо¬натів і гідроген карбонатів                     Цілі уроку: продовжити формування навичок роботи з хімічними речо-винами й лабораторним устаткуванням; перевірити знання техніки безпеки під час роботи в кабінеті хімії; поглибити знання про хімічні властивості оксидів на прикладі влас¬тивостей карбон(ІV) оксиду; з'ясувати рівень засвоєння знань про хімічні властивості оксидів неметалів на прикладі карбон(IV) оксиду.                                                       Тип уроку: практичне використання знань, умінь і навичок.                         Форми роботи: виконання експерименту, складання звіту. Обладнання: відповідно до інструкції.
ХІД УРОКУ
I. Організація класу
II. Повторення правил техніки безпеки в кабінеті хімії, під час
проведення хімічного експерименту. Інструктаж перед початком
практичної роботи
III. Виконання практичної роботи за інструкцією
1. Зберіть прилад для одержання карбон(ІУ) оксиду відповідно до малюнка.
2. Покладіть у пробірку декілька шматків крейди та долийте трошки розчину хлоридної кислоти.
3. Швидко закрийте пробірку пробкою з газовідвідною трубкою, кінець якої занурте у прозорий розчин кальцій гідроксиду (1-2 мл).
4. Спостерігаючи за змінами, що відбуваються у розчині, пропускайте газ крізь розчин, доки він знову не стане прозорим.
5. До малюнка в зошиті зробіть пояснювальні записи.
6. Дайте відповідь на питання, де можливо, напишіть рівняння в молекуляр¬ній та молекулярно-йонній формах.

♦ Що відбувається під час дії хлоридної кислоти на крейду?
♦ Як двома способами довести, що під час реакції виділяється карбон(ІV) оксид?
♦ Як пояснити перетворення прозорого розчину на каламутний та подальше зникнення каламуті?
7. Зробіть узагальнюючий висновок.
IV. Оформлення звіту про виконану роботу в зошиті,
формулювання висновків з роботи
V. Домашнє завдання
Повторити хімічні властивості неметалів, їхніх оксидів. Підготуватися до контрольної роботи з теми.
Додаток до уроку 12
Таблиця 2 Порівняльна характеристика халькогенів

Характеристика Оксигееен Сульфур Селен Телур Полоній
Хімічний символ 0 S Sе Те Ро
Формула простої речовини 02 s8 Sе Те Ро
Атомна маса 15,999 32,06 78,96 127,60 [209]
Порядковий номер 8 16 34 52 84

УРОК 13
Тема уроку. Поняття про будівельні ма¬теріали: скло, цемент, бетон,їх використання.                                                                    Цілі уроку: ознайомити зі складом і властивостями силікатної кислоти й силікатів; з'ясувати сфери їх використання; ознайомити із силікатами як найважливішими будівельними матеріалами, які виробляє силікатна про-мисловість, — склом, цементом, бетоном; охарактеризувати можливості використання цих матеріалів; проаналізувати можливість виробництва нових будівельних матеріалів; удо¬сконалювати вміння розв'язувати експериментальні задачі; закріпити знання про хімічні й фізичні властивості речовин; ознайомити з якісною реакцією на силікати.                    Тип уроку: комбінований урок засвоєння знань, умінь і навичок і твор-чого застосування їх на практиці.                                                                              Форми роботи: навчальна лекція, фронтальна й самостійна робота з опорною схемою.                                                                                            Обладнання: зразки будівельних матеріалів, кераміки, скла, лабораторне устаткування, колекція будівельних матеріалів.                                      Лабораторний дослід 8. Ознайомлення зі зразками природних силікатів
ХІД УРОКУ
I. Організація класу
II. Мотивація навчальної діяльності, перевірка домашнього завдання
Силікатна кислота й силікати
Вступне слово вчителя
Н2Sі03 — дуже слабка кислота, нерозчинна у воді. Одержують її в один спо¬сіб — діючи на розчини її солей кислотами:
Nа2SiO3 +2НС1 -» 2NаС1+Н2SiO3- (колоїдний розчин) ♦ Згадаймо, що таке колоїдний розчин?
Силікати — безбарвні, тугоплавкі речовини, нерозчинні у воді (розчиняють¬ся лише Nа2SiO3 й К2SiO3).
Силікати дуже поширені в природі.
Назвіть природні сполуки — силікати. (Польовий шпат, слюда, глини, азбест, тальк, коштовні камені -— смарагд, топаз, аквамарин, рідке скло — Nа2SiO3 *К2SiO3).
Якісна реакція на силікати — дія кислот (при цьому випадає колоїдний осад Н2Si03).
Сполуки Силіцію відіграють важливу роль у народному господарстві. Крем¬незем і природні силікати служать вихідними матеріалами у виробництві скла, керамічних виробів, порцеляни й фаянсу, будівельних і в'язких матеріалів. Усі ці виробництва складають велику галузь народного господарства — силікатну промисловість.
Скло одержують з білого піску, вапняку й соди шляхом сплавлення су¬міші. Приблизний склад: Nа2СаSі6014, або Nа2О*СаО*6SiO2. У разі заміни Nа2SiO3 на К2SiO3 одержують тугоплавке скло для хімічного посуду. Якщо замінити СаО на РЬО, а Nа20 — на К20, можна одержати штучний кришталь К20* РЬО*6Sі02.
Цемент одержують шляхом прожарювання суміші глини А1203 • 2Sі02 • 2Н20 і вапняку СаС03. Після виділення вуглекислого газу й води залишається А1203 • 2SiO2 ■ СаО — цемент.
Бетон — цемент + наповнювач (пісок або щебінь).

III. Вивчення нового матеріалу
Повідомлення учнів про силікати й будівельні матеріали
1. Силіцій оксид SiO2, кварц. Його поширення у природі та фізичні властивості
2. Силікатні кислоти та силікати
3. Скло
Види скла, властивості, склад та способи одержання. '
4. Кераміка
Керамічна промисловість. Під керамікою, або керамічною промисловістю, розуміють виробництво різних виробів із глини. Кераміка охоплює виробни¬цтво цегли, черепиці, вогнетривких матеріалів, гончарного посуду, гончарних труб, кахлів (груба кераміка), а також виробництво порцеляни й фаянсу (тонка кераміка).
5. Цемент
Одним з найважливіших матеріалів, що виготовляє силікатна промисло¬вість, є цемент, споживаний у величезних кількостях у будь-яких будівельних роботах.
Історія використання цементу. Одержання цементу.
IV. Підбиття підсумків уроку
Як ви розумієте висловлювання М. В. Артемонова: «Світ навколо нас — ве¬личезна експозиція сфер застосування скла»? Які будівельні матеріали ви знаєте?
V. Домашнє завдання
Опрацювати матеріал параграфа, відповісти на запитання до нього, викона¬ти вправи.
Творче завдання: підготуватися до семінару з теми «Використання немета¬
лів та їхніх сполук, кругообіг неметалів у природі» (повідомлення, презентації,
плакати). . -

УРОК 14
Тема уроку. Колообіг Оксигену, Нітрогену, Карбону в природі                                                                                                               Цілі уроку: узагальнити й систематизувати знання учнів про немета-лічні елементи та їхні сполуки; розширити знання учнів про неметали; ознайомити учнів з поняттям «адсорбція» на прикладі активованого вугілля, показати його застосування; розвивати екологічну грамотність учнів на прикладі явища парникового ефекту; підготувати учнів до контрольної робо¬ти з теми «Неметалічні елементи та їхні сполуки». Тип уроку: узагальнення й систематизації знань, умінь і навичок. Форми роботи: семінар, робота в групах, самостійна робота. Обладнання: періодична система хімічних елементів, таблиця розчинності; картки-завдання, матеріали для підготовки відповідей.
ХІД УРОКУ
I. Організація класу
II. Перевірка домашнього завдання, мотивація навчальної діяльності
Кругообіг неметалічних елементів у природі
Вступне слово вчителя
III. Використання знань, умінь і навичок
для виконання тренувальних вправ
Учні об'єднуються в п'ять-десять груп, кожна з яких отримує картку-завдання із запитаннями для підготовки відповідей під керівництвом учителя безпосередньо на уроці. (Доцільно організувати цю роботу попередньо як до¬машнє завдання до уроку.)
Під час роботи вчитель проводить консультації й допомагає підготувати правильну відповідь.
Групові завдання
1. Дайте характеристику хімічного елемента.
2. Охарактеризуйте фізичні й хімічні властивості простої речовини, утвореної елементом.
3. Наведіть приклади використання простої речовини й найбільш використо¬вуваних сполук хімічного елемента.
4. Опишіть кругообіг неметалу в природі.
5. Складіть схему перетворень за участі сполук хімічного елемента та складіть рівняння хімічних реакцій.
*6. Розв'яжіть задачі.
Задачі для груп
Група 1. Нітроген
Обчисліть масову частку виходу амоніаку відносно теоретичного, якщо відо¬мо, що в результаті проходження через колону синтезу азоту масою 2,32 • 103 кг одержали амоніак масою 2,58*103 кг.
Група 2. Сульфур
Апаратник печі випалу за добу подав у піч колчедан, що містить ферум ди¬сульфід FeS2 масою 2,4*105 м3. Який об'єм сульфур(ІV) оксиду .при цьому утво¬риться (н. у.)?
Група 3. Фосфор
За зміну оператор установки виробництва подвійного суперфосфату подав у реактор 6,287*104 кг кальцій фосфату, а також водний розчин ортофосфатної кислоти масою 1,235*105   кг із масовою часткою кислоти 70 %. Обчисліть масу кальцій дигідрогенфосфату, що утворився.
Група 4. Карбон
Обчисліть об'єм карбон(ІІ) оксиду за н. у., що утвориться в газогенераторі з вугілля масою 1 т, якщо масова частка Карбону у вугіллі становить 92 %, а ви¬робничі втрати продукту реакції дорівнюють 10 %.
Група 5. Силіцій
Обчисліть масу кварцового піску, кальцинованої соди й вапняку, необхід¬них для одержання скла для шибок масою 2,4 ■ 104 кг, якщо вихід продукту ре¬акції становить 90 % від теоретично можливого.
Групи виконують завдання й після завершення роботи доповідають про ре¬зультати.
IV. Підбиття підсумків уроку
1. Підбиття вчителем підсумків уроку, зупинка на питаннях екології
2. Адсорбція
Адсорбція — це поглинання газів або розчинених речовин з розчину поверхнею твердого тіла або рідини. Адсорбція є одним із видів сорбції. Адсорбція відбуваєть¬ся під впливом молекулярних сил поверхневого шару адсорбенту. У деяких випад¬ках молекули адсорбату (речовини, яка поглинається) взаємодіють з молекулами адсорбенту й утворюють з ними поверхневі хімічні сполуки (хемосорбція). За по¬стійної температури фізична адсорбція посилюється внаслідок підвищення тиску або концентрації розчину. Процес, зворотний адсорбції, називається десорбцією.
Адсорбенти — високодисперсні природні або штучні матеріали з великою площею поверхні, на якій відбувається адсорбція речовин з газів або рідин, що стикаються з нею. Для очищення повітря й води від шкідливих речовин на очис¬них спорудженнях широко використовується метод адсорбції. Найбільш широ¬ко використовувані адсорбенти: активоване вугілля, силікагелі, алюмосилікагелі, оксиди й гідроксиди деяких металів, губчасті метали, природні мінерали.
Учитель підбиває остаточні підсумки уроку, оцінює роботу груп.
V. Домашнє завдання
Повторити властивості неметалічних елементів та їхніх сполук, підготува¬тися до контрольної роботи з теми «Неметали та їхні сполуки».
Додаток до уроку 14
Групові завдання
Скласти рівняння реакцій за схемою:

Метал
Група 1:Са. Група 2: К.
Група 3:Zn. Група 4: Nа.
Група 5:Мq Група 6: А1.
Групи виконують завдання та здають на перевірку вчителю.


Контрольна робота № 1 з теми
 «Неметалічні елементи та їхні сполуки»
Варіант І
1. Формула вищого оксиду елементів підгрупи Оксигену:
а) Е203; б) Е02;
в)Е03; г)Е205;
2. Амоніак за фізичними властивостями:
а) газ жовтого кольору без запаху, розчинний у воді;
б) безбарвний газ із різким запахом, розчинний у воді;
в) безбарвний газ без запаху, нерозчинний у воді.
3. Алотропними видозмінами сірки є:
а) червона й чорна сірки;
б) жовта й коричнева сірки;
в) кристалічна й пластична сірки.
4. Кількість зв'язків між атомами Нітрогену в молекулі азоту:
а) один; б) два;
в) три.
5. Найбільша кількість азоту в природі міститься:                                                                                    а) у повітрі;               б) у ґрунті;         в) у воді.
6. Формула вищого гідроксиду елементів підгрупи Карбону:                                                              а) НЕ03; б) Н2Е03;
в)НЕ04; г)Н2Е04.
7. Здійсніть схему перетворень:
NH4NО3 ← NH4С1→NН3 → N0 → N02 → НNO3
8. До розчину сульфатної кислоти масою 4,9 г додали кальцій карбонат масою 10 г. Обчисліть об'єм вуглекислого газу (н.у.), що утворився в результаті реакції.

Критерії оцінювання.
1-6 – по 1б (загальна кількість 6 балів)
7-8 – по 3б (загальна кількість 6 балів)








Контрольна робота № 1 з теми
 «Неметалічні елементи та їхні сполуки»
Варіант II
1. Розподіл електронів на зовнішньому рівні атомів елементів підгрупи Oксигену
 а)s2p3d1; б)s2p4d0;
в)s1p3d2
2. Виберіть фізичні властивості азоту:
а) безбарвний газ без запаху, не розчинний у воді;
б) газ жовтого кольору, без запаху, розчинний у воді;
в) безбарвний газ, без запаху, розчинний у воді.
3. До фізичних властивостей сульфатної кислоти належать такі:
а) газ; б) масляниста рідина;
в) відсутність кольору; г) жовтий колір;
д) відсутність запаху; є) слабкий запах.
4. Установіть відповідність:
Формула Назва
1. NН3 А. Амоній хлорид
2. NH4ОН Б. Амоніак
3. NH4С1 В. Амоній гідроксид
5. Сірка в природі поширена:
а) лише у вільному стані;
б) лише у зв'язаному стані;
в) і у вільному, і у зв'язаному станах.
6. Характерними ступенями окиснення елементів підгрупи Карбону є:
а)+4,+2,-4; б)+3,+5,-1,-2,-3;
в)+4,+5,-3.
7. Здійсніть схему перетворень:
К2S ← Н2S → S  → S02  → S03 → Н2S04
8. Обчисліть об'єм водню (н. у.), що виділиться в результаті взаємодії розчину сульфатної кислоти масою 17,6 г з алюмінієм масою 2,7 г.

Критерії оцінювання.
1-6 – по 1б (загальна кількість 6 балів)
7-8 – по 3б (загальна кількість 6 балів)
Тема 2. МЕТАЛІЧНІ ЕЛЕМЕНТИ ТА ЇХНІ СПОЛУКИ
УРОК 16
Тема уроку. Загальна характеристика металічних елементів за їх положенням у періодичній системі та будовою атомів Метали як прості речовини. Металічний зв’язок, металічні кристалічні гратки.                                                                                      Цілі уроку: поглибити знання учнів про металічні елементи, їх положен¬ня в періодичній системі, особливості будови атомів, будови речовини; ознайомити з типом хімічного зв'язку, властивим металам, — металічним зв'язком; показати вплив зв'язку на фізичні властивості речовин, утворених металічними елементами.                                                                       Тип уроку: засвоєння нових знань.                                                                   Форми роботи: навчальна лекція, евристична фронтальна бесіда, самостійна робота з опорною схемою, демонстраційний експеримент. Обладнання: Періодична система хімічних елементів Д. І. Менделєєва, ряд активності металів, колекції металів та їх сплавів, модель металевої кристалічної ґратки.                                                                                 Демонстрація 4. Ознайомлення зі зразками металів і сплавів.
ХІД УРОКУ
I. Організація класу
II. Мотивація навчальної діяльності, актуалізація опорних знань
Фронтальна робота за питаннями
У 7 класі ми вже ознайомилися з металами на прикладі заліза — однієї з найпоширеніших речовин, утворених хімічним елементом Ферумом.
♦ Яких елементів у природі більше: металічних чи неметалічних?
♦ Де в періодичній системі знаходяться металічні елементи?
♦ Назвіть особливості будови металічних елементів. (Один-три електрони на зовнішньому енергетичному рівні, великий атомний радіус, велике значен¬ня спорідненості щодо електрона, низьке значення електронегативності) Висновок: металічні елементи значно легше віддають електрони, ніж неметалічні.
Ме0-nе-=Мел+
♦ Назвіть характерні ступені окиснення елементів-металів?
Троє учнів біля дошки складають схеми будови атомів Натрію Nа, Магнію Мq, Алюмінію А1.
Отже, об'єкт нашого вивчення на сьогоднішньому уроці — металічні еле¬менти:
♦ особливості будови атомів;
♦ будова простих речовин — металів;
♦ фізичні властивості металів.
III. Вивчення нового матеріалу
Навчальна лекція, робота зі схемою
1. Положення металічних елементів у періодичній системі, будова їх атомів
(І, II, III групи, головні підгрупи, побічні підгрупи, лантаноїди, актиноїди. На зовнішньому рівні один-три електрони (s- або p-), в утворенні зв'язку бе-руть участь d-електрони передзовнішнього підрівня.)
Атоми металічних елементів легко віддають електрони, можуть лише окиснюватися:
Ме°-nе~=Меn+.
2. Металічний зв'язок
(Розглядаємо модель металічної кристалічної ґратки.) Зумовлена особливістю будови атомів металічних елементів, у вузлах ґра¬ток — атоми й катіони, між вузлами — відносно вільні електрони. (Записуємо визначення.)
3. Загальні фізичні властивості металів
Зумовлені наявністю вільних електронів у металічних ґратках металів; ви¬сокою міцністю й рухливістю металічного зв'язку.
(Розглядаємо колекції металів та їх сплавів.)
Під час евристичної бесіди на підставі знань учнів, їхніх спостережень у по¬буті й розглянутих зразків металів робимо висновки про фізичні властивості металів:
• Агрегатний стан (тверді, за винятком Нq, Gа).
• Колір: усі відтінки від сірого до чорного (винятки: Сu, Аu).
• Тепло- й електропровідність (за рахунок вільних електронів) збільшуються в ряді Нq, РЬ, Fе, Zn, Мq, А1, Аu, Сu, Аq.
• Чому в радіотехніці для виготовлення точних приладів використовують срі¬бло й мідь?
• 3 якого металу найбільш вигідно виготовляти опалювальні системи?
• Ковкість і пластичність. (Розглядаємо рисунок у підручнику або перегляда¬ємо медіафрагмент зсуву атомів та йонів у металічній кристалічній ґратці внаслідок деформації.) Йони безпосередньо один з одним не зв'язані, тому окремі їх шари можуть зміщатися один відносного одного. Найбільш плас¬тичний метал — золото. Найбільш крихкими є хром, манган, стибій (на зовнішньому рівні — п'ять-сім електронів, чимала кількість вільних елек-тронів забезпечує міцність окремих шарів йонів і перешкоджає їх вільному ковзанню).
• Густина: легкі — р < 5 г/см3 (р(Lі) = 0,53 г/см3); важкі — р > 5 г/см3 (р(0s) = = 22,48 г/см3).
• Твердість: м'які (лужні метали); тверді (хром).
• Температура плавлення: легкоплавкі — Tпл(Нq) = -38,87 °С; тугоплавкі — Tпл(W)  = 3 370°С.
• Температура кипіння в металів висока.
IV. Первинне застосування отриманих знань
1. Самостійна робота зі схемою
2. Узагальнююча бесіда

• Чим зумовлені істотні відмінності між властивостями металів і неметалів?
• Чому в металах значно більше загальних фізичних властивостей, ніж у не¬металів, у яких фізичні властивості значною мірою відрізняються?
• Які прості речовини-метали застосовуються найбільше?
• На яких фізичних властивостях ґрунтується це застосування?
• Припустіть, які хімічні властивості повинні мати метали.
V. Підбиття підсумків
Учитель пропонує двом-трьом учням підбити підсумок уроку, назвати основ¬ні питання, розглянуті на уроці, оцінює роботу учнів.
VI. Домашнє завдання
Опрацювати матеріал параграфа, відповісти на запитання.
Творче завдання: підготувати повідомлення про поширення металів у природі.


УРОК 17
Тема уроку. Загальні фізичні властивості металів
      Поширеність металічних елементів та їхніх сполук у природі                     Цілі уроку: ознайомити з типом хімічного зв'язку, властивим металам, — металічним зв'язком; показати вплив зв'язку на фізичні властивості речовин, утворених металічними елементами. ознайомити із  поширеністю металічних елементів та їхніх сполук у природі                                                                                          Тип уроку: засвоєння нових знань.                                                                   Форми роботи: навчальна лекція, евристична фронтальна бесіда, самостійна робота з опорною схемою, демонстраційний експеримент. Обладнання: Періодична система хімічних елементів Д. І. Менделєєва, ряд активності металів, колекції металів та їх сплавів, модель металевої кристалічної ґратки.                                                                               
ХІД УРОКУ
I. Організація класу
II. Мотивація навчальної діяльності, актуалізація опорних знань
III. Вивчення нового матеріалу
Навчальна лекція, робота зі схемою
1. Положення металічних елементів у періодичній системі, будова їх атомів
(І, II, III групи, головні підгрупи, побічні підгрупи, лантаноїди, актиноїди. На зовнішньому рівні один-три електрони (s- або p-), (в утворенні зв'язку бе-руть участь d-електрони передзовнішнього підрівня.)
Атоми металічних елементів легко віддають електрони, можуть лише окис-нюватися:
Ме°-nе~=Меn+.
2. Металічний зв'язок
(Розглядаємо модель металічної кристалічної ґратки.) Зумовлена особливістю будови атомів металічних елементів, у вузлах ґра¬ток — атоми й катіони, між вузлами — відносно вільні електрони. (Записуємо визначення.)
3. Загальні фізичні властивості металів
Зумовлені наявністю вільних електронів у металічних ґратках металів; ви¬сокою міцністю й рухливістю металічного зв'язку.
(Розглядаємо колекції металів та їх сплавів.)
Під час евристичної бесіди на підставі знань учнів, їхніх спостережень у по¬буті й розглянутих зразків металів робимо висновки про фізичні властивості металів:
• Агрегатний стан (тверді, за винятком Нq, Gа).
• Колір: усі відтінки від сірого до чорного (винятки: Сu, Аu).
• Тепло- й електропровідність (за рахунок вільних електронів) збільшуються в ряді Нq, РЬ, Fе, Zn, Мq, А1, Аu, Сu, Аq.
• Чому в радіотехніці для виготовлення точних приладів використовують срі¬бло й мідь?
• 3 якого металу найбільш вигідно виготовляти опалювальні системи?
• Ковкість і пластичність. (Розглядаємо рисунок у підручнику або перегляда¬ємо медіафрагмент зсуву атомів та йонів у металічній кристалічній ґратці внаслідок деформації.) Йони безпосередньо один з одним не зв'язані, тому окремі їх шари можуть зміщатися один відносного одного. Найбільш плас¬тичний метал — золото. Найбільш крихкими є хром, манган, стибій (на зовнішньому рівні — п'ять-сім електронів, чимала кількість вільних елек-тронів забезпечує міцність окремих шарів йонів і перешкоджає їх вільному ковзанню).
• Густина: легкі — р < 5 г/см3 (р(Lі) = 0,53 г/см3); важкі — р > 5 г/см3 (р(0s) = = 22,48 г/см3).
• Твердість: м'які (лужні метали); тверді (хром).
• Температура плавлення: легкоплавкі — Tпл(Нq)  = -38,87 °С; тугоплавкі — Tпл(W) =             3 370°С.
• Температура кипіння в металів висока.
IV. Первинне застосування отриманих знань
3. Самостійна робота зі схемою
4. Узагальнююча бесіда
• Чим зумовлені істотні відмінності між властивостями металів і неметалів?
• Чому в металах значно більше загальних фізичних властивостей, ніж у не¬металів, у яких фізичні властивості значною мірою відрізняються?
• Які прості речовини-метали застосовуються найбільше?
• На яких фізичних властивостях ґрунтується це застосування?
• Припустіть, які хімічні властивості повинні мати метали.
V. Підбиття підсумків
Учитель пропонує двом-трьом учням підбити підсумок уроку, назвати основ¬ні питання, розглянуті на уроці, оцінює роботу учнів.
VI. Домашнє завдання
Опрацювати матеріал параграфа, відповісти на запитання.
Творче завдання: підготувати повідомлення про поширення металів у природі.
УРОК 18
Тема уроку Загальні хімічні властивості металів. Корозія металів, захист від корозії.                                                                                                                                                        Цілі уроку: ознайомити учнів із загальними хімічними властивостями металів, рядом активності металів; показати взаємозв'язок між хімічними властивостями металів та будовою атомів; розвивати навички складання рівнянь окисно-відновних реакцій і реакцій йонного обміну на прикладі хімічних властивостей металів;   ознайомити учнів з  процесом руйнування металів під дією на¬вколишнього середовища, основними способами захисту металів від корозії; продовжити формування вмінь і навичок складання рівнянь окисно-відновних реакцій на прикладі хімічної корозії. 
  Тип уроку: засвоєння нових знань.                                                                                                             Форми роботи: фронтальна робота, робота з дидактичною схемою, лабора¬торна робота. Обладнання: періодична система хімічних елементів, таблиця розчинності, ряд активності металів. таблиці «Сплави» та «Корозія», колекція «Сплави».                                                                       Демонстрація 2. Горіння магнію.                                                                                                        Лабораторний дослід 1. Порівняння хімічної активності металів.                                              Лабораторний дослід 2. Взаємодія металів з розчинами кислот.
ХІД УРОКУ
I. Організація класу
II. Перевірка домашнього завдання, мотивація навчальної діяльності
Хімічний калейдоскоп
Назвіть:
Найтвердіший метал — Сг.
Метал з найвищою електропровідністю — Аq.
Найважчий метал — Оs.
Найм'якіший — Nа.
Найактивніший у періодичній системі — Fг.
Найпластичніший — Аu.
Найлегший — Li.
Найбільш легкоплавкий — Нq.
Найбільш тугоплавкий — W.
Найпоширеніший у природі — А1.


III. Вивчення нового матеріалу
1. Проведення експерименту
Демонстрація 1. Взаємодія натрію з водою
У три кристалізатори з водою під витяжкою акуратно занурюємо: у перший — шматочок заліза, у другий — шматочок кальцію, у третій — шматочок натрію. Що спостерігаємо? Чому метали поводяться по-різному?                                                                                                                           Висновок: метали мають різну хімічну активність.                                                                               Звертаємося до ряду активності металів М. М. Бекетова.
2. Порівняння хімічної активності металів
З допомогою ряду активності металів можна визначити хімічні властивості металів. 1) Найбільш енергійно метали реагують з неметалами:
а) з галогенами: 2Ре+ЗС12 = 2ГеС13
б) із сіркою: Ге+8 = Ге8
в) з киснем метали реагують відповідно до активності.
Умовно розіб'ємо ряд активності металів на чотири частини:

Ls R Са Na Мq А1 Zn Fе Sn РЬ Н Сu Нq Аq Рt Аu

Метали, що знаходяться в ряду активності до А1, швидко й мимовільно окиснюються киснем:
2Са + 02 = 2СаО                                                                          Метали від А1 до Н окиснюються повільно або в разі нагрівання:
2Zn+02 = 2ZnО                                                              Метали від Н до Рt окиснюються за високої температури:
2Си + 02 = 2СиО                                                                                            Такі метали, як платина й золото, не окиснюються киснем повітря.                                                    Завдання 1. Троє учнів біля дошки записують ОВР, указують окисник і від¬новник.
2) 3 водою метали також реагують неоднаково.
Метали, що знаходяться в ряду активності до А1, активно реагують з водою без нагрівання:
2Na+2Н20 = 2NаОН+Н2                                                            Метали до Н реагують з водою в разі нагрівання:
Zn+Н20 = ZnО+Н2                                                                                                                                      Метали, розташовані в ряду активності після водню, з водою не реагують.                                      Завдання 2. Двоє учнів біля дошки записують ОВР, указують окисник і від¬новник.
3) Лабораторний дослід 2. Взаємодія металів з розчинами кислот
Взаємодія металів з кислотами також протікає відповідно до їх положення
в ряді активності металів.
Згадаємо закономірності взаємодії металів з кислотами.
Проведемо експеримент.
У чотири пробірки з розчином хлоридної кислоти занурюємо гранули міді, цинку, магнію й алюмінію.
Завдання 3. Запишіть рівняння ОВР, укажіть окисник і відновник.
Запишіть рівняння реакцій у йонно-молекулярній формі.
Zn° + 2Н+СГ = Zn+2С12 + Н°
Різниця в активності дозволяє одним металам витісняти інші з розчинів їх солей.
Лабораторний дослід 1. Порівняння активності металів                                                                           У першу пробірку наливаємо 2 мл розчину купрум(ІІ) хлориду й опускаємо гранулу цинку; у другу пробірку наливаємо 1 мл цинк хлориду й опускаємо гра¬нулу міді; у третю — розчин купрум(ІІ) хлориду й гранулу магнію; у четверту — розчин цинк хлориду й магній; у п'яту — розчин магній хлориду й цинк.
• Що спостерігаємо? (Учні записують рівняння окисно-відновних реакцій, що про¬
тікають, указують окисник і відновник; записують скорочене йоннерівняння.)
Сu2+С12 + Zn° = Zn+2С12 + Сu° Висновок: ці метали можна розташувати в ряд за зниженням їх активності: Мq, Zn, Сu.
. Корозія металів, способи захисту від корозії
Металеві конструкції широко використовуються в житті й діяльності лю¬дини. Близько 2 % залізних виробів щодня руйнується через іржавіння заліза. У перерахунку на кількість конструкцій це приблизно 3-5 млн м3 залізобетон¬них конструкцій.
♦ Чому руйнуються металеві конструкції?
♦ Що необхідно зробити, щоби призупинити цей процес? Розберемося в сутності цього процесу та знайдемо його причини.
1. Корозія — це хімічне або електрохімічне руйнування металів під дією на¬вколишнього середовища. Хімічна корозія — це процес руйнування металів під дією агресивного середовища. Відбувається мимовільно в рідинах:
2Fе + ЗН20 = Н2 + Fе203                                                                                                            У процесі контакту з агресивним газом:
2Fе+ЗС12 = 2FеС13                                                                                                        В атмосфері кисню:
пМе +n/2O2 = Ме20n

Окиснення у вологому повітрі протікає за схемою:
2Fе + 2Н20 + 02 = 4Fе (ОН)3
4Fе (ОН)2 + Н20 + 02 = 4Fе (ОН)3                                                                Учні записують ОВР самостійно в зошитах і на дошці.
Електрохімічна корозія — це процес, що протікає за наявності двох-трьох металів у середовищах з йонною провідністю. На аноді (більш активному мета¬лі) відбувається окиснення цього металу; на катоді (менш активному металі) — відновлення водню.
Наприклад, для пари Zn — Си в агресивному середовищі відбувається процес:
Zn(+): Zn°-2е~ = Zn2+                                                                                                                                                                                                 Сu(-): 2Н++2е"=Н2                                                                                                                                       У цьому випадку активний метал швидко руйнується.                                                                  Демонструємо медіафрагмент або плакат про корозію. 2. Учитель пропонує учням назвати способи захисту металів від корозії, запи¬сує їх на дошці, доповнює й коментує не названі способи захисту:
• Застосування захисних покриттів:
♦ нікелювання, хромування;
♦ лаки, фарби, емалі;
♦ захисні оксидні плівки — оксидування (А1203, F е304);
♦ фосфатні покриття (ZnНР04+Н3Р04).

• Сплави, стійкі до корозії (легування Хромом Сг, Нікелем Ni, Вольфрамом W таін.).
• Електрохімічні методи:

♦ заклепки з більш активного металу;
♦ пластини з більш активного металу;
♦ нейтралізація струму в разі корозії постійним струмом у протилежному напрямку.
• Зміна складу середовища, використання інгібіторів.
IV. Застосування отриманих знань
Групові завдання
Завдання в групах повторюються з метою взаємоперевірки та взаємоконтролю.
Група 1
1. На сталевій кришці поставлено мідну заклепку. Що зруйнується раніше — кришка чи заклепка? Чому?
2. Зразок сплаву магнію з міддю масою 27 г обробили надлишком розчину хлоридної кислоти. Виділився газ об'ємом 16,8 л (н. у.). Обчисліть масову част¬ку міді в сплаві. (33,3 %)
Група 2 І.Чому луджений (покритим оловом) залізний бак на місці ушкодження
швидко руйнується? 2. Зразок латуні (Сu + Zn) масою 200 г з масовою часткою міді 60 % обробили надлишком хлоридної кислоти. Обчисліть об'єм газу, що виділився (н. у.).
IV. Узагальнення й систематизація
1. Розглядаємо схему хімічних властивостей металів та її зв'язок з рядом ак¬тивності, пропонуємо учням зробити узагальнюючий висновок про хімічні властивості металів:
• У реакціях метали проявляють відновні властивості.
• Активність металу можна оцінити за його положенням у ряду активності.
• Застосування металу визначається як його фізичними, так і хімічними властивостями.
2. Робота в групах
Групові завдання (див. додаток до уроку 24 на с. 50)
V. Підбиття підсумків уроку, оцінювання роботи учнів
     Групи, які виконали завдання першими, відповідають біля дошки, розв'я¬зання обговорюється в класі, колегіально оцінюється робота учнів.
VI. Домашнє завдання
Опрацювати матеріал параграфа, відповісти на запитання. Групи обмінюються схемами-завданнями для виконання вдома.

УРОК 19
Тема уроку Лужні, лужноземельні елементи та Магній. Фізичні та хімічні властивості простих речовин, основний характер їх оксидів та гідроксидів, біологічна роль елементів.                                                                                                   Цілі уроку: поглибити й розширити знання про метали на прикладі лужних металів Натрію й Калію; вивчити зв'язок між влас¬тивостями оксидів, гідроксидів, солей Натрію й Калію, їх одержанням і застосуванням; розвивати навички складання рівнянь хімічних реакцій на прикладі хімічних властивостей Натрію, Калію та їхніх сполук. : розширити знання учнів про метали на прикладі лужноземель¬них металів; вивчити властивості лужноземельних металів, їхніх сполук, способи одержання й застосування на прикладі Кальцію.                                              Тип уроку: комбінований урок засвоєння знань, умінь і навичок і твор-чого застосування їх на практиці.                                                                 Форми роботи: розповідь учителя, демонстраційний експеримент, групова робота.                                                                                        Обладнання: періодична система хімічних елементів, таблиця розчинності, ряд активності металів, колекція мінеральних добрив. , колекція «Вапняки»                                                                              Демонстрація 1. Взаємодія натрію з водою й дослідження утвореного розчину фенолфталеїном.
 Демонстрація 2. Взаємодія кальцій оксиду з водою та дослідження утвореного розчину фенолфталеїном.                                                            Демонстрація 3. Ознайомлення зі зразками калійних добрив.
ХІД УРОКУ
I. Організація класу
II. Перевірка домашнього завдання, мотивація навчальної діяльності
Бесіда за питаннями
♦ Опишіть положення лужних металічних елементів у періодичній системі.
♦ Порівняйте з допомогою таблиці фізичні властивості лужних металів.
♦ Троє учнів на дошці складають схеми будови атомів Li, Na, К.
Найбільше практичне значення мають елементи Nа і К, тому згадаємо влас¬
тивості лужних металів, їхніх сполук, поширення в природі й застосування на
прикладі Натрію й Калію.
III. Вивчення нового матеріалу
Семінар за планом
1. Положення в періодичній системі, будова атома

Період Група Аг .   Я 2 є Р я Схема будови атома
Натрій II 1 23 11 +11 11 11 12 1s22s22p63s1
Калій III 1 39 19 +19 19 19 20 1s22s22p63s23p64s1
2. Фізичні властивості

Na К
Агрегатний стан Твердий Твердий
Колір Сірий Сірий
На повітрі окиснюються
Р
  Tпл' °С 
  Tкип , °С
кип'
3. Поширення в природі
Розглядаємо колекцію природних сполук.
Кам'яна сіль NaCL
Глауберова сіль Nа2SО4*10Н2О
Сильвініт NаСІКСІ
Карналіт КС1-МqС12-6Н20
4. Способи одержання
Електроліз розплавів:
2NаС1 = 2Na + С12 2КС1 = 2К+С12
5. Хімічні властивості
Учні по ланцюжку записують на дошці рівняння.
1) 3 простими речовинами (з Оксигеном лише Літій утворює оксид, Калій і На¬
трій — пероксиди):
4Lі + 02 = 2Li20 2Na + 02 = 2Nа202
2Nа + С12=2NаС1 К+02 = К02
2Nа + S = Nа2S 2К+Вг2 = 2КВг
2Nа + Н2=2NаН
2) Взаємодія з водою:
К + Н20= Nа + Н20 =
Демонстрація 1. Взаємодія натрію з водою
У розчинах кислот натрій і калій спочатку реагують з водою, а потім утворе¬ний луг узаємодіє з кислотою.
6. Оксиди Натрію й Калію, їх властивості
У воді розчиняються реагуючи з нею. Хімічні властивості — основні оксиди.
Учні по ланцюжку записують рівняння реакцій у молекулярній та йонній формах.
1) 3 водою:
Nа20 + Н20= К20+Н20 =
2) 3 кислотами:
Na20 + НС1 = К20+Н2S04 =
3) 3 кислотними оксидами:
Ма20 + С02= К20 + SiO2 =
7. Основи N^011, КОН, їх властивості
Дуже гігроскопічні.
Хімічні властивості — типові основи.
Демонструємо дію на фенолфталеїн розчину натрій гідроксиду.
Учні записують на дошці рівняння реакцій у молекулярній та йонній формах.
1) Дисоціація:
NаОН= КОН =
2) 3 кислотними оксидами:
NaОН + С02 = КОН + S02 =
3) 3 кислотами:
NаОН + НС1 = КОН + Н2S04 =
4) Із солями:
NаОН + СuS04 = КОН + СuS04 =
8. Застосування солей. Калійні добрива
(Розглядаємо колекцію мінеральних добрив.)
Калійні добрива — це мінеральні речовини, що містять Калій; застосову¬ються як джерело калійного живлення сільськогосподарських рослин для під¬вищення їх урожайності. Як калійні добрива використовуються сирі калійні солі (сильвініт, каїніт), що являють собою подрібнені й помелені солі.


1. Положення Кальцію в періодичній системі, будова його атома
Ca
2 8 8 2
2. Фізичні властивості
Порівнюємо властивості за таблицею лужноземельних металів.
Іs22s22р63s23р64s2
Мq Са Sг Ва Rа
р, г/см3 1,74 1,55 2,63 3,76 6
Тпл °С 650 842 770 969 727
Колір Сріблисто-білий Білий
Примітки Вкривається оксидною плівкою Твердий, на поповітрі окиснюється
3. Поширення в природі (~3 % маси)
Розглядаємо колекцію вапняків.
Доломіт МqС03*СаС03. Магнезит МqС03. Вапняк, крейда, мармур СаС03. Каїніт КС1-МеS04-ЗН20. Алебастр, палений гіпс (СаS04)2* Н2О. Карналіт КС1 • МqС12 • 6Н20. Гіпс СаS04 ■ 2Н20. Фосфорит Са3 (Р04)2.
4. Способи одержання
Одержують електролізом розплаву СаС12:
СаС12   -----------)Са + С12 .
5. Хімічні властивості Кальцію
1) Взаємодія з неметалами (учні по ланцюжку записують на дошці рівняння реакцій):
Са + С12= Са+Н2 =
Са + 02= Са + S =
Са+N2=
2) Взаємодія з водою.
Демонстрація 2. Взаємодія кальцію з водою
З холодною реагує повільно, з гарячою — швидко:
Са + 2Н20 = Са(ОН)2 + Н2                                                                                                                   Дослідження розчину фенолфталеїном підтверджують лужне середовище розчину.
3) Взаємодія з кислотами:
Са + 2НС1 = СаС12 + Н2                                                                                                          Записати ОВР:
Са + HNOз (розч.) = Са (NO3)2  + Н20 + N20                                                Са + Н2S04 = СаS04 + Н2
4) Відновлює оксиди деяких металів:
ЗСа + А1203 = ЗСаО + 2А1
6. Кальцій оксид
Кальцій оксид СаО, негашене вапно — біла, вогнестійка речовина, tпл = 2 600 °С.                                 СаС03 = СаО + С02 -178 кДж                                                                                   СаО + Н20 = Са(ОН)2
гашене вапно
7. Кальцій гідроксид
Кальцій гідроксид Са(ОН)2, гашене вапно — рихлий порошок, малороз¬чинний у воді, розчин має лужну реакцію. Вапняна вода — прозорий розчин Са(ОН)2, використовується для виявлення С02.
8. Солі Кальцію
Найбільше практичне значення мають: .                                                            •  Крейда СаС03.                                                                                                   •  Гіпс 2Са804 • 2Н20 = (Са804 )2 • Н20+ЗН20
алебастр
2Са(ОН)2 + 2С12 = Са(СlO)2+СаС12 + 2Н20
хлорне вапно
Застосовується для дезінфекції:
Са (С10)2 + Н20 + С02 = СаС03 + 2НСlO                                               2НСlO = 2НС1 + 02

9. Узагальнююче слово вчителя, заповнення схеми
IV. Підбиття підсумків уроку, оцінювання роботи учнів
V. Домашнє завдання
Опрацювати матеріал параграфа, відповісти на запитання.
Випереджальні завдання
1. Положення Алюмінію в періодичній системі, будова атома.
2. Фізичні властивості алюмінію.
3. Природні сполуки Алюмінію.
4. Способи одержання алюмінію






УРОК 21-22
Тема уроку Алюміній як хімічний елемент і проста речовина. Фізичні та хімічні властивості алюмінію Амфотерні властивості алюміній оксиду і алюміній гідроксиду.                                                                            Цілі уроку: розширити й поглибити знання учнів про метали на прикладі Алюмінію — представника головної підгрупи III групи. Тип уроку: комбінований урок засвоєння знань, умінь і навичок і твор¬чого застосування їх па практиці.                                                   Форми роботи: семінар, фронтальна робота.                             Обладнання: Періодична система хімічних елементів Д. І. Менделєєва, та¬блиця розчинності, колекція «Алюміній та його сплави».                                                                                         Демонстрація 4. Одержання алюміній гідроксиду та його амфотерні власти¬вості.
ХІД УРОКУ
І. Організація класу
N. Перевірка домашнього завдання, мотивація навчальної діяльності
Найпоширеніший у земній корі метал — алюміній (5,5 %) — існує в природі лише у вигляді сполук.
1. Складіть схему будови атома Алюмінію.
2. У чому полягають відмінності в будові атомів К, Са, А1?
НІ. Вивчення нового матеріалу
Семінар за планом
1. Положення Алюмінію в періодичній системі, будова його атома
+13) ) )  1S22S22р63S2P1
2  8 3
2. Фізичні властивості алюмінію
Сріблисто-білий метал, легкий і пластичний, р = 2,7 г/см3, Tпл. = 660 °С. Легко витягується в дріт, прокочується в листи й фольгу. За електропровід¬ністю поступається лише сріблу й міді. Входить до складу легких сплавів.
3. Природні сполуки Алюмінію
• Каолініт А1203 -2SiO2 2Н20, входить до складу глини.
• Корунд А1203, кристали: червоні (рубіни), сині (сапфіри).
• Польовий шпат К2ОА1203-6SiO2.
• Боксит А1203*nН20.
• Нефелін Nа2О*А1203-2SiO2.
• Кріоліт Nа3[А1F6].
4. Способи одержання
Одержують електролізом А1203 у розплавленому кріоліті за температури близько 1 000 °С.
5. Хімічні властивості Алюмінію
1) Взаємодія з неметалами. (Пропонуємо учням по ланцюжку дописати рівняння реакцій на дошці.) Легко з'єднується з галогенами за кімнатної температури:
А1 + С12 = У результаті нагрівання:
А1 + S =
А1 + N2 =
А1 + 02= —сліпучий спалах.
2) Алюмотермія:
Сг203 + 2А1 = А1203 + 2Сг
3) 3 водою не взаємодіє, поверхня металу захищена оксидною плівкою, але
якщо зняти її, протікатиме реакція:
А1+Н20 =                                        (Допишіть ОВР.)
4) Алюміній легко взаємодіє з розчинами кислот.
Завдання. Допишіть рівняння реакцій окиснення-відновлення:
А1+НС1 =
А1 + НNO3(розв.)=
А1+Н2S04(конц.)=
5) Реагує з лугами за нагрівання:
2А1 + 2NаОН + 2Н20 = 2NаАlO2 + Н20                                      (Розставити коефіцієнти методом електронного балансу.)
6. Алюміній оксид А1203
Біла тугоплавка речовина, нерозчинна у воді, Tпл = 2 050 °С.                                      Проявляє амфотерні властивості:
А1203 + НС1 =                                                                                              А1203+КаОН =                                                                                        Запишіть йонно-молекулярні рівняння.
7. Алюміній гідроксид
Білий драглистий осад. (Демонстрація 4. Одержання алюміній гідроксиду та його амфотерні властивості)
А12 (S04 )3 + 6NaОН = 2 А1 (ОН)3 + ЗН20                                           Доведіть рівняннями хімічних реакцій амфотерність Аl(ОН)3.
А1(0Н)3 + НС1 =
Аl(ОН)3 +NаОН = NаАlO2 + 2Н20 (у процесі сплавлення)
А1(ОН)3 +NaОН = Nа[А1(ОН)4] (у розчинах)
8. Солі Алюмінію
Тверді, білі речовини, дуже гідролізовані.
9. Застосування Алюмінію та його сполук
• Сплави.
• Алюмотермія.
• Алюмінієві вироби.
IV. Закріплення вивченого матеріалу
Узагальнення вчителя, заповнення опорної схеми.
V. Тренувальні вправи
Самостійна робота зі схемами
Скласти рівняння відповідних реакцій та обчислити масу кінцевого продук¬ту, якщо для реакції взяли 5,4 г алюмінію.
1. А1 -> А1203 -> А1С13 -» А1 (ОН)3
2. А1 -> А12(S04)3 -> А1(0Н)3 -> Аl(М03)з
3. А1 -»А1С18 -> А1(ОН)з -> NаА102
4. А1 -> А1Вг3 -» А1(0Н)3 -»А1С13
VI. Підбиття підсумків уроку
• У чому причина відмінності між властивостями Алюмінію, Кальцію й Калію?
• Як можна пояснити ці відмінності з огляду на будову їхніх атомів?
VII. Домашнє завдання
Опрацювати матеріал параграфа, відповісти на запитання.
УРОК 23-24
Тема уроку. Ферум як представник металічних елементів побічних підгруп. Фізичні та хімічні властивості заліза. Сполуки Феруму (ІІ) і Феруму (ІІІ).                      Цілі уроку: поглибити й узагальнити знання учнів про метали побічних підгруп на прикладі Феруму.                                                   Тип уроку: комбінований урок засвоєння знань, умінь і навичок і твор¬чого застосування їх на практиці.                                               Форми роботи: семінар, фронтальна робота.                        Обладнання: Періодична система хімічних елементів Д. І. Менделєєва, таблиця розчинності, схеми виробництва чавуну та сталі, колекція мінералів.                                                        Демонстрація 5. Одержання ферум(П) гідроксиду й ферум(Ш) гідроксиду, взаємодія їх з кислотами.
ХІД УРОКУ
I. Організація класу
II. Перевірка домашнього завдання, актуалізація опорних знань
Під час фронтальної бесіди учні заповнюють частини схеми «Ферум. Залізо. Сполуки Феруму».
1. Положення в періодичній системі, будова атома
(+26)   ) ) ) )  Іs22s22p63s23p6Зd64s2
2  8 14 2
(d-елемент, на зовнішньому 4s-підрівні два електрони, важливу роль відіграє передзовнішній d-підрівень. Ступені окиснення.— +2 і +3, оскільки в утворенні хімічних зв'язків бере участь один електрон d-підрівня, валентності — II і III.
2. Фізичні властивості
Сріблястий, пластичний, ковкий, легко прокочується та піддається іншим видам механічної обробки.
Має здатність розчиняти в собі багато хімічних елементів (у тому числі Кар¬бон, Силіцій). Проявляє магнітні властивості.
Tпл =  1539 C;  Tпл. =  2730 ° С;  р =  7,87 г/см3; твердість — 15 НВ.
3. Природні сполуки Феруму
(Розглядаємо колекцію мінералів.)
4 % маси —: у земній корі у складі сполук. У вільному стані трапляється в метеоритах.
Основні ферумовмісні руди:
• магнітний залізняк Fе304, до 72 % Fе;
• червоний залізняк, гематит Fе203, до 65 % Fе;
• бурий залізняк, лимоніт 2Fе203 ЗН20, до 60 % Fе;
• шпатовий залізняк, сидерит FеС03;
• пірит, залізний колчедан FеS2, до 47 % Fе;
• Fе(НС03)2 міститься у водах мінеральних джерел,
4. Одержання
(Звертаємося до таблиць виробництва чавуну та сталі.)
1) Відновлення воднем: Fе203+ЗН2 = 2Fе + ЗН20
2) Алюмотермія: ЗFе304 + 8АІ = 4А1203 + 9Fе
3) Електроліз водних розчинів.
4) Відновлення за участі С, СО.
5. Застосування заліза
III. Вивчення нового матеріалу
Семінар за планом
1. Хімічні властивості заліза
1) У вологому повітрі швидко іржавіє, вкривається бурим нальотом гідратів Fе203,
які внаслідок своєї рихлості не захищають залізо від подальшого окиснення.
У воді залізо інтенсивно кородує за умови достатнього доступу кисню, утво¬
рюються гідратні форми: 4Fе + 302 + гаН20 = 2Fе203 ■ nН20
У разі нестачі кисню утворюється змішаний оксид FеОFе203, або Fе304:
ЗFе + 202 + пH.20 = Fе304 ■ пH.20                                                                     Завдання 1. Допишіть рівняння реакцій: а) Fе + 02 =; б) Fе + S =; в)Fе + С12 =.
2) Взаємодія з кислотами.
У розчинах кислот: Fе - 2е~ = Fе2+
Завдання 2. Складіть ОВР, укажіть окисник, відновник:
Fе+Н2S04 -» Fе+HNOз -»
Залізо пасивує в 100% -й сульфатній Н2S04 і концентрованій нітратній НNO3 кислотах.
3) Якісна реакція (демонстрація):
2Fе2+ +2К3[Fе(СN)6]= Fе3[Fе(СN)6]2+6К+
червона кров'яна сіль турибулева синь
2Fе+3 +ЗК4[Fе(СN)6] = Fе4[Fе(СN)6]3 +12К+
жовта кров'яна сіль берлінська лазур
2. Сполуки Феруму(ІІ)
Ферум(П) оксид ГеО — основний, твердий, нерозчинний у воді. Ферум(ІІ) гідроксид Fе(ОН)2 — основний, твердий, зеленуватого кольору, нерозчинний у воді.
Утворюється в результаті дії лугів на розчинні солі. (Демонстрація 5)
FеС12 + 2NaОН = Fе (ОН)2 + 2NaС1                                                                                                             На повітрі окиснюється: 4Fе(ОН)2 + 02 + 2Н20 = 4Fе(ОН)3 — бурий осад                                  Розчинний у кислотах: Fе(ОН)2+НС1->                                                                                       Завдання 3. Запишіть рівняння в йонній формі.                                                                           Сполуки Fе2+ легко окиснюються киснем повітря: Fе2+ -e -> Fе3+                                                                                       FеS04 ■ 7Н20 — залізний купорос.
3. Сполуки Феруму(ІІІ)
Fе203 — амфотерний оксид коричневого кольору, твердий, нерозчинний у воді.                                    Fе(ОН)3 — амфотерна основа бурого кольору, нерозчинна у воді.                                         Демонстрація 5 Одержують ферум(ІІІ) гідроксид дією лугів на розчини солей Fе3+:
FеС13 + ЗNаОН = Fе(ОН)3 + ЗNаСІ — бурий осад
Осад розчинний і в кислотах, і в надлишку лугу:
Fе(ОН)3+НСІ-> Fе(ОН)3+NаОН->
Рівняння реакції записати в молекулярній та йонній формах. Солі Fе3+ значною мірою гідролізуються, буре забарвлення Fе(ОН)3 надає їм коричневого відтінку:
Fе3+ + Н20 = FеОН2+ + Н+ FеОН2+ + Н20 = Fе(ОН)2 + Н+
Fе(ОН)2 +Н20 = Fе(ОН)3 +Н+
4. Нерозчинні основи й сдлі Феруму(ІІ) й Феруму(ІІІ)
Нерозчинні основи й солі Феруму(ІІ) й Феруму(ІІІ) розкладаються в процесі нагрівання.
Завдання 4. Допишіть рівняння:
Fе(ОН)2—-> Fе(ОН)3—-»
FеS04--> Fе2(S04)3->
IV. Підбиття підсумків уроку, оцінювання роботи учнів
V. Домашнє завдання
Опрацювати матеріал параграфа, відповісти на запитання.
Повторити правила техніки безпеки, підготуватися до практичної роботи.


УРОК 25
Тема уроку. Металічні руди. Загальні методи добування металів. Виробництво чавуну та сталі.                                                 Цілі уроку: ознайомити учнів з поширенням металів у природі, основни-ми способами одержання металів, реакціями, покладеними в основу одержання металів; ознайомити з основними прин¬ципами доменного виробництва; показати взаємозв'язок між властивостями металів, їх поширенням у природі та способами їх одержання.                                          Тип уроку: засвоєння нових знань.                                                                    Форми роботи: лабораторна робота, самостійна робота учнів, демонстрацій¬ний експеримент.                                                                   Обладнання: Періодична система хімічних елементів Д. І. Менделєєва, ряд активності металів.                                                                               Демонстрація 6. Показ залізорудних родовищ на географічній карті України.                                                                                                      Демонстрація 7. Таблиці й макети доменного виробництва.         Демонстрація 8. Модель кисневого конвертора.                                        Лабораторний дослід 3. Ознайомлення зі зразками металевих руд.
ХІД УРОКУ
I. Організація класу
II. Перевірка домашнього завдання, актуалізація опорних знань
1. Самостійна робота
Варіант І
1. Допишіть рівняння окисно-відновних реакцій, укажіть окисник і відновник:
а)Lі+02-> б)А1+С12-»
в) Мq+N2 -»
2. Запишіть у повній та скороченій йонній формах рівняння можливих хіміч¬
них реакцій:
а) К + Н20 -» б) Сu+FеС12 -»
в) Мq + НС1-> г) Lі+Н2S04 ->
3. Обчисліть об'єм водню (н. у.), що виділиться в процесі взаємодії 20 г каль¬ цію та 70 г розчину хлоридної кислоти з масовою часткою НС1 20%.
Варіант II
1. Допишіть рівняння окисно-відновних реакцій, укажіть окисник і відновник:
а)Са + С12-> б)А1+С->
в)Nа+S->
2. Запишіть у повній та скороченій йонній формах рівняння можливих хіміч¬них реакцій:
а) Zn + МqС12 -» б) Fе+НqС12 ->
в)Ва + НВг-> г)Сu + Н20->
3. Обчисліть об'єм водню (н. у.), що виділиться в процесі взаємодії 2,7 г алюмі¬нію з 50 г розчину хлоридної кислоти з масовою часткою НС1 15%.'
2. Поширення металів у природі
Лабораторний дослід 3. Ознайомлення зі зразками металевих руд Розглядаємо колекцію природних мінералів, записуємо формули й назви руд деяких металів.
Заслуховуємо повідомлення учнів про поширення металів у природі, роби¬мо на дошці записи про природні сполуки металів із зазначенням їхніх назв.
Демонстрація 6. Показ залізорудних родовищ на географічній карті України
. Вивчення нового матеріалу
1. Загальні способи одержання металів
Оскільки більшість металів у природі міститься у вигляді сполук, то будь-який спосіб одержання металів полягає у відновленні цих металів.
1) Найактивніші (К, Са, Мq, Nа) відновлюють електролізом.
Електроліз — це окисно-відновна реакція під дією постійного електричного струму.
Електроліз розплаву можна описати такою схемою:
2NаС1 = 2Nа + С12
2) Менш активні метали відновлюють з оксидів або сульфідів (після поперед¬
нього випалу) одним зі способів:
а) коксом за високих температур:
Si02 + С = С02 + Si

б) карбон(ІІ) оксидом:
в) воднем:

Fе203 + ЗСО = ЗС02 + 2Fе

Fе203 + ЗН2 = 2Fе + ЗН20
г) іншим, більш активним металом, наприклад алюмінієм (алюмотермія):
ЗМп02 + 4А1 = 2А1203 + ЗМпО д) силіцієм (силікотермія):
А1203 + 3Sі = 2А1+3SiO2
2. Виробництво чавуну та сталі
Демонстрація 7. Таблиця й макет доменного виробництва
Розглядаємо основні закономірності виробництва чавуну в доменній печі.
Руда Кокс, вапняк


>• Доменні гази


ЗFе203+ СО = 2Fе304+     С02
Fе304+СО = ЗFеО+С02
FеО+СО = Fе+С02
СаС03 = СаО+С02
СаО+SiO2=СаSiO3
Кокс і тверде залізо                               Кокс, рідкий чавун, шлак

450 °С 600 °С 800 °С 1000 °С
1300 °С



Гаряче повітря
С+С02 = 2СО

1500 °С

Згоряння коксу, утворення карбон(П) оксиду:
С + 02 = С02                                                                                                                                                               С + С02=СО                                                                                                         С — основний відновник у доменній печі. Відновлення, заліза, виробництво чавуну:
Fе203 -» Fе304 -» FеО -> Fе                                             ЗFе203 + СО = 2Fе304 + С02
Fе304 + СО = ЗFеО+С02                                                                                                                                                                                        FеО+СО = Fе + С02                                                                                                                                                                                           Одночасно відновлюються силіцій, манган, фосфор і сірка. Вуглець і віднов¬лені речовини розчиняються в залізі.
Демонстрація 5. Ознайомлення зі зразками чавуну та сталі
Поняття про чорну, металургію

Чавун
Ливарний Передільний
10 % від загальної маси 90 % від загальної маси
Для виготовлення залізних конструкцій, машин, плит, ґрат Для виробництва сталі
Демонстрація 8. Модель кисневого конвертора
Розглядаємо модель конвертора, пояснюємо хімічні процеси, що протіка¬ють під час виплавки сталі. Окиснення домішок киснем. Домішки: С, Sі, S, Мп, Р. Реакції:
2С + 02 = 2СОТ
Sі+02 = SiO2
S + 02 = S02
2Мn + 02 = 2МnО
4Р + 502 = 2Р205
Одночасно окиснюється й- залізо:
2Fе+02 = 2FеО                                     Окиснення домішок ферум(ІІ) оксидом:
С + 2FеО = 2Fе+С02                                                                   Sі + 2FеО = 2Fе+SiO2                                                    Мn+FеО = Fе+МnО                                            2Р + 5FеО = 5Fе + Р205
Видалення шлаків
Силіцій(ІV) оксид і фосфор(V) оксид видаляють шляхом додавання флюсів:
СаС03 = СаО + С02                                                                                                                                        СаО + Sі02 = СаSiO3                                                                                                                                                                                                     ЗСаО + Р205=Са3(Р04)2                                                                                                                                                                                                  МnО + SiO2=МnSiO3                                                                                                                                                                                            Утворені в результаті цих реакцій речовини видаляються у вигляді шлаків. Легування — це додавання до сплавів речовин (хрому, нікелю, кобальту, ванадію, вольфраму), що сприяють утворенню сплавів з потрібними складом, структурою, властивостями — леговані сталі.
Способи виробництва сталі

Киснево-конверторний Електротермічний Мартенівський
1. Необхідна температу- 1. Температура 2 000 °С 1. Окиснення домішок по-
ра — 1 700 °С — досяга- досягається дуговим верхневе.
ється за рахунок окис- методом. 2. Температура 1 700 °С
нення домішок. 2. Як сировину використо- досягається за рахунок
2. Економічний вують металобрухт. спалювання палива.
3. Використовують для 3. Одержують сталь різних
добування сталей, ле-гованих тугоплавкими металами марок

Демонстрація 8. Модель кисневого конвертора

Рис. 1

Рис. 2. Кисневий конвертер: 1 — корпус; 2 — днище; 3 — опорпі підшипники; 4 — шолом
Розглядаємо модель кисневого конвертора, розповідаємо про його роботу.

Рис. З
IV. Узагальнення, підбиття підсумків
• Основні способи одержання металів ґрунтуються на відновленні металів з їх природних сполук.
• Виробництво чавуну та сталі — чорна металургія, решти — кольорова мета¬лургія.
• Метали, що трапляються в природі в самородному стані, очищають, у тому числі й хімічними способами.
Учитель оцінює відповіді учнів, виставляє оцінки за роботу на уроці та по¬відомлення.
V. Домашнє завдання
Опрацювати матеріал параграфа, відповісти на запитання.
Творче завдання: підготувати матеріал (есе, презентації, доповіді) з тем:
• Історія розвитку чорної металургії в Україні.
• Виробництво чавуну.
• Виробництво сталі.
• Значення чорної металургії.
• Охорона навколишнього середовища в чорній металургії.







УРОК 26
Тема уроку Метали і сплави в сучасній техніці. Застосування алюмінію, заліза та їх сплавів. Розвиток металургійних виробництв в Україні.                                           Цілі уроку: дати учням уявлення про історію розвитку та значення чорної металургії в Україні; формувати вміння й навички розв'язання задач за рівняннями хімічних реакцій, у яких реагенти містять домішки; ознайомити учнів з поняттям «сплави», їхнім складом, властивостями.                       Тип уроку: засвоєння вмінь і навичок. Форми роботи: фронтальна робота, групова робота. Обладнання: Періодична система хімічних елементів Д. І. Менделєєва, ряд активності металів, картки-завдання. , таблиці «Сплави», колекція «Сплави».
ХІД УРОКУ
I. Організація класу
II. Перевірка домашнього завдання, мотивація навчальної діяльності
1. Повідомлення учнів про історію розвитку чорної металургії України
2. Фронтальна бесіда

♦ Назвіть метали, що трапляються в природі в самородному стані.
♦ Чи можна назвати їх чистими речовинами?
♦ Назвіть способи відновлення металів.
♦ Назвіть відомі вам природні сполуки Феруму.
♦ Назвіть наивідоміші природні родовища заліза в Україні, покажіть їх на карті.
♦ Чому руди деяких родовищ потребують додаткового збагачення?
III. Вивчення нового матеріалу
Розв'язання здач за рівняннями хімічних реакцій, у яких реагенти містять певну частку домішок
1. Обчисліть масу заліза, яку можна одержати з 1 т магнітного залізняку, що
містить 15 % домішок.
Руда — це природна суміш, що містить основну речовину, заради якої цю руду переробляють, та інші речовини, які в цьому випадку для виробництва не є цінними. Такі речовини називаються домішками.
Масова частка домішок:
, .     то (домішок)
со(домішок) = —-^ V ■ 100 %.
та(речовини)
У руді со (домішок) = 15 %, отже
со(Ге304) = 100-15 = 85 (%).
Тоді т(:Рез04) = 1000-0,85 = 850 (кг).
ю(Ре) = ~ = 0,72(%).
% ^    '    56-3 + 16-4      '     ^   /
/п(ї"е) = 850-0,72 = 615,5 (кг). Отже, з 1 т руди можна одержати 615,5 кг заліза.
2. Обчисліть масу мангану, яку можна одержати в результаті відновлення
200 г манган(ІУ) оксиду, що містить 7 % домішок, алюмотермічним спо¬
собом.
Складемо алгоритм розв'язання цієї задачі. Г) Обчислюємо масову частку чистої речовини:
ш(Мп02) = 100-7 = 93 (%).
2) Обчислюємо масу речовини в руді:
т(МпО2) = 2000,93 = 186 (г).
3) Обчислюємо кількість речовини:
у(Мп02) = -^- = — = 2,14 (моль). у        2'    55 + 32      87
4) Складаємо рівняння реакції:
ЗМп02+4А1 = 2А1203 + ЗМп
З моль 3 моль
5) Складаємо пропорцію:
У(МП02) = У(МП) = 2,14 моль.
6) Обчислюємо масу мангану:
т(Мп) = 2,14-55 = 117,6(г). Відповідь: маса мангану становить 117,6 г.
Задачі для самоконтролю
3. Цинкова обманка (2п8) містить 20 % домішок. Обчисліть масу цинку, яку можна одержати з 280 кг цієї руди. (150 кг)
4. Обчисліть масу хрому, одержаного силікатотермічним способом з 800 г хром(ІП) оксиду з масовою часткою домішок 0,22 %. (427 г)
5. Обчисліть масу заліза, яку можна відновити з 1 кг гематиту карбон(П) оксидом, якщо масова частка ферум(Ш) оксиду в гематиті становить 80 %. (560 г)
6. Обчисліть масу міді, яку можна одержати в результаті відновлення вугіл¬лям 177,8 г купрум(П) оксиду, що містить 10 % домішок, якщо масова част¬ка виходу становить 85 %. (108,8 г)
7. Галеніт (РЬ8) масою 26,56 кг з масовою часткою домішок 0,1 % обпалили. Одержаний оксид відновили коксом. Обчисліть масу одержаного свинцю. (20,7 г)
8. Розгляд колекції сплавів Розповідь учителя
Сплави
Категорії сплавів: на основі заліза та сплави кольорових металів.
Доповіді учнів про основні сплави
Орієнтовний перелік тем для обговорення
Сталь. Чавун.
Сплави на основі міді. Свинцеві сплави.
Легкі сплави: алюмінієві сплави. Магнієві сплави.
Титанові сплави. Берилієві сплави.
Амальгами. Золоті сплави.
Тверді сплави. Друкарські сплави (гарт).
Цинкові сплави.
IV. Підбиття підсумків уроку, оцінювання роботи учнів на уроці
V. Домашнє завдання
Розв'язати задачі на картках.
Творче завдання: 1) скласти задачу виробничого змісту, що включає вихідні речовини з домішками, та розв'язати її; 2) підготувати повідомлення про один зі сплавів (його склад, властивості, застосування).



УРОК 27
Тема уроку. Охорона навколишнього середовища під час виробництва і використання металів.                                          Цілі уроку: узагальнити й систематизувати знання учнів про метали, їх будову, властивості, способи одержання; розвивати вміння й навички складання ОВР, йонних рівнянь, розв'язання задач за рівнянням реакції; формувати уявлення про прин¬ципи захисту навколишнього середовища в металургійному виробництві, необхідність збереження навколишнього се¬редовища в процесі використання металів; показати на при¬кладах значення неорганічних сполук у природі, техніці, житті. Тип уроку: узагальнення й систематизації отриманих знань.                 Форми роботи: семінар, фронтальна робота, групова робота. Обладнання: періодична система хімічних елементів, таблиця розчинності, ряд активності металів.
ХІД УРОКУ
I. Організація класу
II. Аналіз практичної роботи № 2, коригування знань,
обговорення типових помилок
III. Вивчення нового матеріалу
Семінар
Учні об'єднуються в групи для роботи над питаннями. Завдання в групах виконуються під керівництвом учителя, контрольна частина оформляється в зошитах або на окремих аркушах з метою перевірки або взаємоперевірки.
Групи 1,5
1. Регенерацію олова з консервних бляшанок з наступним електролізом натрійстанату можна описати рівнянням:
Sn + 2NаОН + 02 = Nа2Sn03 + Н20                             Обчисліть об'єм розчину натрій гідроксиду (р = 1,44 г/мл) з масовою част¬кою NаОН 40 %, потрібний для розчинення всього олова, що міститься в 100 консервних бляшанках. Маса олова в кожній бляшанці становить 0,4 г.
2. Здійсніть перетворення:
А1->Nа[Аl(ОН)4]

А1(0Н)3->А1203
3. Захист навколишнього середовища у виробництві чавуну та сталі.
Групи 2,6
1. Прожарюванням гіпсу СаS04 2Н20 за температури 280 °С одержують але¬бастр (СаS04)2*Н20, що застосовується як добавка під час виготовлення штукатурки для стін і стель. Яка маса гіпсу, що містить 2 % піску, витрача¬ється на одержання алебастру масою 15 кг? Чому в процесі одержання але¬бастру не можна піднімати температуру вище від 180 °С?
2. Здійсніть перетворення:
Fе -> FеS04 -> Fе2(S04)з -> Fе(ОН)3 ->Fе(NO3)3
3. Захист навколишнього середовища в кольоровій металургії.
Групи 3,7
1. У процесі одержання золота з руд ціанідним способом подрібнену руду бід¬
них порід обробляють слабким розчином (0,03-0,2 %) натрій ціаніду. Золо¬
то переходить у розчин, утворюючи комплексну сполуку Ауруму(І):
02 + 4Аu+8NаСN+2Н20 = 4Nа[Аu(СN)2] + 4NаОН                                             З розчину золото виділяють металевим цинком:
2Nа[Аu(СN)2]+Zn = Nа2[Zn(СN)4] + 2Аu                                                             Обчисліть масу розчину натрій ціаніду з масовою часткою (NаСN) 0,2 % і масу цинку, необхідні для одержання 112 г золота.
2. Здійсніть перетворення:
СаС03 -> А -> Са(ОН)2 -> Са(N03)2 -> Б -» СаС12
3. Раціональне використання природних ресурсів. Охорона навколишнього
середовища в процесі використання металів.
Групи 4,8
1. Один з напрямів розвитку металургії — порошкова металургія. Титан у ви¬
гляді дрібного порошку одержують шляхом відновлення титан(ІУ) оксиду
кальцій гідридом у процесі нагрівання у вакуумі:
ТiO2+ СаН2 = Ті+Са(ОН)2
Обчисліть масу титану, яку можна одержати з титанової руди масою 80 кг,
якщо масова частка Ті02 в ній становить 93 %, а масова частка виходу —
90%. •
2. Здійсніть перетворення:
К2SО4-» КОН -> КНS -> К2S -> КNО3
                   КС1 -> К
3. Значення неорганічних сполук у природі, техніці, житті.
Учні готують відповіді па запитання й задачі. Завдання в групах дублюють¬ся з метою взаємоперевірки та взаємоконтролю.
Відповіді на третє питання групи дають у класі. Учні обговорюють, допо¬внюють відповіді. Учитель узагальнює відповіді учнів, за необхідності допо¬внює їх.
IV. Підбиття підсумків уроку
V. Домашнє завдання
Підготуватися до контрольної роботи з теми «Метали».

УРОК 28
Практична робота № 2. Розв'язання експериментальних задач
Цілі уроку: перевірити й оцінити практичні вміння й навички учнів у розв'язанні експериментальних задач; скоригувати знання про властивості металів та їхніх сполук.                                                             Тип уроку: практичного застосування знань, умінь і навичок.                    Форми роботи: самостійна практична робота.                                   Обладнання: таблиця розчинності, набір хімічних реактивів.
ХІД УРОКУ
I. Організація класу, інструктаж з техніки безпеки,
правил поведінки в кабінеті хімії
II. Виконання практичної роботи
Варіант 1
1. Використовуючи залізо, отримайте ферум(ІІ) хлорид.
2. Використовуючи запропоновані реактиви, здійсніть реакції за схемою:
СuS04 '-> СuОН)2 -» СuО~> СuС12
Варіант 2
1. Використовуючи магній, отримайте магній сульфат.
2. Використовуючи запропоновані реактиви, здійсніть реакції за схемою:
Fе203 -» Fе2 (SО4) -> Fе(ОН)з -4 FеС13                                                Звіт про розв'язання кожної експериментальної задачі скласти за планом:
1. Що робили?
2. Що спостерігали при цьому? "
3. Рівняння реакцій у молекулярній, повній молекулярно-йонній та скороче¬ній молекулярно-йонній формах.
4. Висновки, які пояснюють явища, що спостерігалися.
Додаткові завдання
1. Напишіть у молекулярній, повній молекулярно-йонній та скороченій
молекулярно-йонній формах рівняння реакцій, з допомогою яких можна
здійснити реакції за схемою:
NаОН-->Сu(ОН)2 -->СuS04
2. Закінчіть рівняння тих реакцій, які можна здійснити практично.
Рівняння цих реакцій запишіть у молекулярній, повній та скороченій
йонно-молекулярній формах.
Укажіть реакції, що йдуть зі зміною ступеня окиснення, та розв'яжіть їх методом електронного балансу.

№ з/п Варіант

1 2 3 4
1 Fе203+НС1-> S03+СаС12-> FеS04+Ва(NO3)2-> Nа2S03+НNO3->
2 Са(ОН)2+С02-> КОН+СuС12 -> FеS04+АqС1-> Н3Р04+КОН->
3 НС1+Nа2С03 -* Zn + Н2S04-> ZnС12 +КОН -> Zn(ОН)2+ВаО->
4 Сu+НС1-> NаОН+НNOз-> Ва+Н3Р04 -> Fе+НС1->
Ні. Тренувальні вправи
1. Який метал унаслідок взаємного контакту в присутності електроліту зруй¬нується швидше — алюміній чи залізо? Чому?
2. Зразок сплаву заліза з вуглецем масою 5 г розчинили в надлишку хлоридної кислоти. Після завершення реакції об'єм водню, що виділився (н. у.), стано¬вив 1,96 л. Обчисліть масову частку заліза в сплаві. (98 %)
3. Чому на оцинкованому цебрі на місці подряпини цинк руйнується, а залізо не іржавіє?
4. Сталевий дріт масою 6 г спалили в кисні. При цьому утворився 0,1 г карбон(ІУ) оксиду. Обчисліть масову частку вуглецю в сталі. (0,45 %)
5. Складіть рівняння, що описують усунення твердості води, спричиненої маг¬ній гідрогенкарбонатом і магній сульфатом.
6. Легкі пористі бетони одержують шляхом взаємодії алюмінію з кальцій гід¬роксидом:
Са(ОН)2+ 2А1 + 2Н20 = Са(Н2АlO2)2+Н2                                                               Водень спінює масу. Такий бетон використовується як тепло- та звукоізоля¬ційний матеріал. Обчисліть маси кальцій гідроксиду й алюмінію, необхідні для одержання 560 л водню (н. у.).
7. Складіть рівняння реакцій за схемою:
Са -> СаО -» СаСІ, -> Са
                                Са(ОН)2
8. Обчисліть масу натрію, яку можна одержати електролізом 230 г солі, що містить 5 % домішок.
9. Складіть рівняння реакцій за схемою:
К -» КОН -> КС1 -> К
10. Запропонуйте спосіб, з допомогою якого можна розпізнати калій хлорид і натрій хлорид.
11. Обчисліть об'єм водню (н. у.), що виділиться в результаті взаємодії з водою калію масою 78 г, що містить 10 % домішок.
12. Складіть рівняння реакцій за схемою:
Nа -> NaC1 -> Nа2С03 -> СаС03
13. Запропонуйте спосіб, з допомогою якого можна розпізнати калій хлорид і натрій хлорид.
14. Здійсніть перетворення:
а) Fе -> Fе(ОН)2 -> Fе(ОН), -> Fе203 -» FеС13 -» Fе(ОН)С12 -> Fе203
б) Fе -> Fе(ОН)3 -> Fе(ОН)2СІ -> Fе2(S04)3 -> Fе203 -»Fе
Рівняння 3 запишіть у йонній формі. Рівняння розберіть як ОВР.
III. Домашнє завдання
Повторити матеріал про властивості металів, загальні способи їх одержан¬ня, застосування й особливості хімічних властивостей Nа, К, Са, А1, Fе.

УРОК №
Контрольна робота з теми «Металічні елементи та їхні сполуки»
                                Варіант І
1. Під час хімічної реакції метали:
а) віддають електрони зовнішнього енергетичного рівня;
б) приєднують електрони зовнішнього енергетичного рівня;
в) не змінюють зовнішній енергетичний рівень.
2. Електроліз переважно використовують для одержання:
а) малоактивних металів;
б) найбільш активних металів;
в) металів, що в ряді активності розташовуються після водню.
3. Найбільшу електро- й теплопровідність має метал:
а)Са; б)А1;
в)Аg.
4. Укажіть рівняння можливої хімічної реакції: а)Мg + РЬ(NО3)2 → б) Аg+Сu(NO3)2 →               в) Zn + Мg(NO3)2  →       
5. Укажіть окисник у реакції:
Са + Н20 → Са(ОН)2+Н2
а)Са; б) Н20;
в) Н2.
6. Запишіть рівняння реакцій, з допомогою яких можна здійснити перетво¬рення:
Nа → Nа20 → NаОН → Nа2С03 → Nа                                 
7. Допишіть рівняння можливих реакцій:
1)К + Н20 → 2)А1 + С →
3) Сu + FеS04 → 4) Fе + Н2S04(конц.) →
8. Унаслідок взаємодії лужного металу масою 2,76г з надлишком води виді¬лився газ об'ємом 1,344 л (н. у.). Визначте метал.







УРОК №
Контрольна робота з теми «Металічні елементи та їхні сполуки»
                                ВаріантІІ
1. Метали реагують з розчином солі, якщо:
а) до складу солі входить більш активний метал;
б) до складу солі входить метал такої ж активності;
в) метал-реагент активніший за той, що входить до складу солі.
2. Сплави складаються:
а) тільки з металів; б) з металів і неметалів;
в) тільки з неметалів.
3. Найвищу твердість мають метали:
а)Сu, Fе; б)Сг, Ті;
в)Сг, W.
4. Укажіть неможливу реакцію:
а) Zn + АgNO3 → б) Zn + СuС12 →
в) Аg + СuS04 →
5. Укажіть відновник у реакції:
2 А1 + 6НС1 = 2А1С13 + ЗН2
а)А1; б)Н+;
в)Н2.
6. Запишіть рівняння реакцій, з допомогою яких можна здійснити перетво¬
рення:
Fе → FеС13 → Fе(ОН)3 → Fе203 → Fе
7. Допишіть рівняння можливих реакцій:
1)Са + Н20 → 2)Fе + НN03(конц.) →
3) Ni + А1С13 → 4) А1(ОН)3 + НС1 →
8. На двовалентний метал масою 6 г подіяли водяною парою, унаслідок чого виділився газ об'ємом 5,6 л (н. у.). Визначте метал.
УРОК 29
Контрольна робота з теми «Металічні елементи та їхні сполуки»
Цілі уроку: узагальнити й систематизувати знання учнів з теми « Металіч¬ні елементи та їхні сполуки »; визначити рівень навчальних досягнень учнів з теми, розуміння основних понять, уміння використовувати їх на практиці.                                                                      Тип уроку: контролю й коригування знань, умінь і навичок.                         Форми роботи: письмова контрольна робота. 
ХІД УРОКУ
I. Організація класу
II. Письмова контрольна робота
Учитель розподіляє варіанти й нагадує учням зміст завдань, час виконання, ключові моменти оформлення відповідей і систему оцінювання.
III. Домашнє завдання
Повторити матеріал про властивості металічних елементів та їхніх сполук.
Варіант І
1. Під час хімічної реакції метали:
а) віддають електрони зовнішнього енергетичного рівня;
б) приєднують електрони зовнішнього енергетичного рівня;
в) не змінюють зовнішній енергетичний рівень.
2. Електроліз переважно використовують для одержання:
а) малоактивних металів;
б) найбільш активних металів;
в) металів, що в ряді активності розташовуються після водню.
3. Найбільшу електро- й теплопровідність має метал:
а)Са; б)А1;
в)Аq.
6. Укажіть рівняння можливої хімічної реакції: а)Мq+РЬ(NО3)2-> б) Аq+Сu(NO3)2->                в) Zn + Мq(NO3)2->
7. Укажіть окисник у реакції:
Са + Н20->Са(ОН)2+Н2
а)Са; б) Н20;
в) Н2.
6. Запишіть рівняння реакцій, з допомогою яких можна здійснити перетво¬рення:
Nа->-Nа20—->NаОН—->Nа2С03 ->-Nа                                   Перше рівняння розберіть як ОВР, друге і третє запишіть у молекулярно-йонній формі.
8. Допишіть рівняння можливих реакцій:
1)К+Н20-> 2)А1 + С->
3) Сu + FеS04-> 4) Fе+Н2S04(конц.)->
9. Унаслідок взаємодії лужного металу масою 2,76 г з надлишком води виді¬лився газ об'ємом 1,344 л (н. у.). Визначте метал.
10. Обчисліть масу магнітного залізняку, з якого одержали 5,6 т заліза в ре¬зультаті відновлення карбон(П) оксидом, якщо масова частка Fе304 в руді становить 0,8.
ВаріантІІ
1. Метали реагують з розчином солі, якщо:
а) до складу солі входить більш активний метал;
б) до складу солі входить метал такої ж активності;
в) метал-реагент активніший за той, що входить до складу солі.
2. Сплави складаються:
а) тільки з металів; б) з металів і неметалів;
в) тільки з неметалів.
3. Найвищу твердість мають метали:
а)Сu, Fе; б)Сг,Ті;
в)Сг, W.
4. Укажіть неможливу реакцію:
а) Zn + АqNO3 -» б) Zn + СuС12 -»
в) Аq + СuS04->
5. Укажіть відновник у реакції:
2 А1 + 6НС1 = 2А1С13 + ЗН2
а)А1; б)Н+;
в)Н2.
6. Запишіть рівняння реакцій, з допомогою яких можна здійснити перетво¬
рення:
Fе-->FеС13 ->Fе(ОН)3 —->Fе203 —->Fе
7. Допишіть рівняння можливих реакцій:
1)Са+Н20-> 2)Fе+НN03(конц.)->
3) Ni + А1С13 -> 4) А1 (ОН)3 + НС1 ->
9. На двовалентний метал масою 6 г подіяли водяною парою, унаслідок чого виділився газ об'ємом 5,6 л (н. у.). Визначте метал.
10. Обчисліть витрату глинозему, масова частка алюміній оксиду в якому ста¬новить 95 %, у процесі електролітичного одержання 1 т алюмінію.
Варіант III
1. З водою за звичайних умов реагують метали:
а) побічних підгруп І—III груп;       б) головних підгруп І—II груп;                                       в) побічної підгрупи VIII групи.
2. Для вповільнення корозії використовують:
а) покриття активного металу менш активним;
б) покриття неметалу металом;
в) покриття металу іншим металом з такою ж активністю.
3. До легких металів належать:
а)Li, Nа,А1; б) Fе, Сu, Аq;
в) Zn, РЬ, Аu.
4. Укажіть неможливу реакцію:
а)СuS04 + Zn-> б) Zn(NO)з)2+Ni->
в) РЬС12 + Zn->
5. Укажіть відновник у реакції:
2Fе + ЗВг2->2FеВг3
а) Fе3+; б) Вг2;
в) Fе.
6. Запишіть рівняння реакцій, з допомогою яких можна здійснити перетво¬
рення:
СаС03 —-> СаО —-»Са (ОН)2 —-» СаС03
                          Са
7. Допишіть рівняння можливих реакцій:                                                             1)ZnС12+Сu->       2)Nа + Н20->                                                           3)А1 + S->                                            4) Fе + Мq(NO3)2>
8. На одновалентний метал масою 5,85 г подіяли надлишком води. Виділився газ об'ємом 1,68 л (н. у.). Визначте метал.
9. Обчисліть теоретичні витрати коксу, необхідні для відновлення заліза з 400 т руди, масова частка ферум(ІІІ) оксиду в якій становить 92 %. Кокс при цьому окиснюється до С02.