Первый уровень

Вариант 1

1. Дано уравнение реакции нейтрализации гидроксида натрия соляной кислотой:
NaOH + НСl = NaCl + Н20 + Q.

тепловой эффект;
участие катализатора;
направление.
Рассмотрите данную химическую реакцию с точки зрения теории электролитической диссоциации. Запишите полное и сокращенное ионные уравнения.
NaOH + HCl = NaCl + H2O + Q
Исходные вещества: 1 моль гидроксида натрия тв.(1 атом натрия, 1 атом водорода, 1 атом кислорода), 1 моль соляной кислоты ж.(1 атом водорода, 1 атом хлора).
Продукты реакции: 1 моль хлорида натрия тв.(1 атом натрия, 1 атом хлора), 1 моль воды ж.(1 атом кислорода, 2 атом водорода).
Реакция экзотермическая
Исходные вещества и продукты находятся в растрворе.
Без катализатора

Необратимая реакция
Na+ + OH- + H+ + Cl- = Na+ + Cl- + H2O
OH- + H+ = H2O

2. Дайте характеристику химического элемента магния по плану:
положение элемента в ПСХЭ;
строение атома;

Магний -- Mg
Порядковый номер Z=12; массовое число А= 24, заряд ядра + 12, число протонов =12, нейтронов(N= A-Z= 12) 24 – 12=12 нейтронов, электронов = 12, период – 3, энергетических уровней - 3,
Строение электронной оболочки: 12 М g 2е; 8е; 2е.
12 М g)))
2 8 2
Степень окисления +2;
Восстановительные свойства у магния выражены сильнее, чем у бериллия, но слабее, чем у кальция, что связано с увеличением радиусов атомов Ве – М g -- Са;
Ион магния М g 2+
МgО – оксид магния является основным оксидом и проявляет все характерные свойства оксидов. Магний образует гидроксид Мg(ОН)2, который проявляет все характерные свойства оснований.

3. Напишите уравнения реакций оксида и гидроксида магния с соляной кислотой в молекулярном и ионном виде.
MgO+2HCl=MgCl₂ + H₂O
MgO+2H+=Mg2+ + H₂O
Mg(OН)2+2HCl= MgCl₂ + 2H₂O
Mg(OН)2+2H+= Mg2+ + 2H₂O

Вариант 2

1. Дана схема реакции горения алюминия
Аl + 02 → А1203 + Q.

Дайте характеристику реакции по следующим признакам:
число и состав исходных веществ и продуктов реакции;
тепловой эффект;
агрегатное состояние веществ;
участие катализатора;
изменение степеней окисления элементов;
направление.
0 0 +3 –2
Al + O2 = Al2O3+Q
4Al + 3O2 = 2Al2O3
Алюминий восстановитель, а кислород – окислитель.
Исходные вещества: 4 моль алюминия, 3 моль кислорода (3 молекулы из 2 атомов кислорода). Продукт реакции: 2 моль оксида алюминия (2 атома алюминия, 3 атома кислорода в одной молекуле).
Реакция экзотермическая.
Алюминия – тв., кислород – г., оксид алюминия – тв.
Без участия катализатора

Необратимая.

2. Дайте характеристику химического элемента натрия по плану:
положение элемента в ПСХЭ;
строение атома;
формулы оксида и гидроксида, их характер.
Натрий -- Na

11 Na)))
2 8 1
Степень окисления +1;

Ион натрия Na +

3. Напишите уравнения реакций оксида и гидроксида натрия с раствором серной кислоты в молекулярном и ионном виде.
2NaOH+H2SO4=2H2O+Na2SO4
2OH-+2H+=2H2O
Na2O+H2SO4=H2O+Na2SO4
Na2O+2H+=H2O+2Na+

Вариант 3

1. Дана схема реакции получения оксида серы (VI) из оксида серы (IV)
S02 + 02  S03 + Q.
Составьте уравнение данной реакции, расставив коэффициенты в нем методом электронного баланса. Укажите окислитель и восстановитель.
Дайте характеристику реакции по следующим признакам:
число и состав исходных веществ и продуктов реакции;
тепловой эффект;
агрегатное состояние веществ;
участие катализатора;
изменение степеней окисления элементов;
направление.
2S+4O2 + O02 = 2S+6O-23+ Q
S+4 -2e →S+6 восстановитель
O02 +4e→2O-2 окислитель
Исходные вещества – 2 моль оксида серы 4 (в одной молекуле 1 атом серы, 2 атома кислорода) и 1 моль кислорода (в одной молекуле 2 атома кислорода).
Продукт реакции – 2 моль оксида серы 6 (в одной молекуле 1 атом серы, 3 атома кислорода)
Реакция экзотермическая.
Оксид серы 4 и кислород – газы, Оксид серы (VI) жидкость
С катализатором

Обратимая.

2. Дайте характеристику химического элемента лития по плану:
строение атома;
формулы оксида и гидроксида, их характер.
Литий Li
Порядковый номер Z=3; массовое число А= 7, заряд ядра + 3, число протонов =3, нейтронов(N= A-Z= 4) 7 – 3=4 нейтронов, электронов = 3, период – 2, энергетических уровней - 2
Строение электронной оболочки: 3 Li 2е; 1е.
3 Li))
2 1
Степень окисления +1;
Восстановительные свойства у лития выражены слабее, чем у натрия и калия, что связано с увеличением радиусов атомов;
Ион лития Li +
Li 2О – оксид лития является основным оксидом и проявляет все характерные свойства оксидов. Литий Li образует гидроксид Li ОН (щелочь), который проявляет все характерные свойства оснований.

3. Напишите уравнения реакций оксида и гидроксида лития с серной кислотой в молекулярном и ионном виде.
2 LiOH+H2SO4=2H2O+ Li2SO4
2OH-+2H+=2H2O
Li 2O+H2SO4=H2O+ Li 2SO4
Li 2O+2H+=H2O+2Li +

Вариант 4

1. Дано уравнение реакции цинка с соляной кислотой:
Zn + 2НСl = ZnCl2 + Н2 + Q.
Дайте характеристику реакции по следующим признакам:
число и состав исходных веществ и продуктов реакции;
тепловой эффект;
агрегатное состояние участвующих в реакции веществ;
участие катализатора;
изменение степеней окисления химических элементов;
направление.
Рассмотрите данную химическую реакцию с точки зрения теории электролитической диссоциации: запишите полное и сокращенное ионные уравнения.
2HCl+Zn=ZnCl2+H2 + Q
Исходные вещества: 1 моль цинк, 2 моль соляной кислоты (1 атом водорода, 1 атом хлора в молекуле). Продукты реакции: 1 моль хлорида цинка (1 атом цинка, 2 атома хлора в ФЕ), 1 моль водорода (2 атома водорода).
Экзотермическая реакция
Цинк – тв., соляная кислота – ж., хлорид цинка тв. (раствор), водород – г.
Без катализатора
С изменением степеней окисления
Необратимая
2H++2Cl-+Zn0=Zn2++2Cl-+H20
2H++Zn0=Zn2++H20

2. Дайте характеристику химического элемента кальция по плану:
положение элемента в Периодической системе;
строение атома;
формулы высшего оксида и гидроксида, их характер.
Кальций Са
Порядковый номер Z=20; массовое число А= 40, заряд ядра + 20, число протонов =20, нейтронов(N= A-Z= 20) 40 – 20=20 нейтронов, электронов = 20, период – 4, энергетических уровней - 4,
Строение электронной оболочки: 20 М g 2е; 8е; 8е; 2е.
20 Са))))
2 8 8 2
Степень окисления +2;
Восстановительные свойства у кальция выражены сильнее, чем у магния, но слабее, чем у стронция, что связано с увеличением радиусов атомов
Ион кальция Са 2+
Са О – оксид кальция является основным оксидом и проявляет все характерные свойства оксидов. Кальций образует гидроксид Са (ОН)2, который проявляет все характерные свойства оснований.

3. Напишите уравнения реакций оксида и гидроксида кальция с азотной кислотой в молекулярном и ионном виде.
СаO+2HNO3= Са(NO3)₂ + H₂O
СаO+2H+= Са 2+ + H₂O
Са(OН)2+2HNO3= Са(NO3)₂ + 2H₂O
Са(OН)2+2H+= Са 2+ + 2H₂O

Второй уровень

Вариант 1

1. Дано уравнение реакции получения оксида азота (II):
N2 + 02 2NO - Q.


N20 + O20 2N+2O-2 - Q
N20 – 2*2е = 2N+2 восстановитель
O20+2*2е = 2O-2 окислитель
Исходные вещества: азот 1 моль, 2 атома N, кислород 1 моль (2 атома О).
Продукт реакции: 2 моль оксида азота 2 (в молекуле 1 атом азота и 1 атом кислорода).
Исходные вещества и продукты реакции – газы.
Реакция эндотермическая.
Обратимая.
Без катализатора.
С изменением степеней окисления.

6 С))
2 4
Степень окисления +4;

3. Составьте формулы высшего оксида и гидроксида углерода, укажите их характер.
СО2 + Н2О ↔ Н2СО3
СО2 + Н2О ↔ 2Н+ + СО32-
Na2O + CO2 → Na2CO3
Na2O + CO2 → 2Na+ + CO32-
2NaOH + CO2 → Na2CO3 + H2O
OH- + CO2 → CO32- + H2O
Ca(OH)2 + CO2 → CaCO3 ↓+ H2O

H2CO3 + Ca = CaCO3 + H2
2H+ +CO32- + Ca = CaCO3 ↓+ H2
H2CO3 + CaO = CaCO3 ↓+ H2O

H2CO3 + 2NaOH = Na2CO3 + 2H2O

2H+ +OH- = 2H2O

Вариант 2

1. Дано уравнение реакции синтеза аммиака:
N2 + 3Н2  2NH3 + Q.
Дайте характеристику реакции по всем изученным вами классификационным признакам.
Рассмотрите данную реакцию с точки зрения ОВР. Укажите окислитель и восстановитель.
3H2 + N2 2NH3 + Q
N20 +2*3е→2N-3 окислитель
H20 -2*1е→2H+1 восстановитель
Исходные вещества: 1 моль азота (молекула из 2 атомов азота), 3 моль водорода (молекула из 2 атомов водорода). Продукт реакции – аммиак, 2 моль. Молекула из 1 атома азота и 2 атомов водорода. Исходные вещества продукты реакции – газы.
Реакция:
Экзотермическая.
Окислительно-восстановительная.
Прямая.
Каталитическая.
Обратимая.

2. Дайте характеристику химического элемента серы по его положению в Периодической системе.
Сера - S
Порядковый номер Z=16 и массовое число А= 32, заряд ядра + 16, число протонов =16, нейтронов(N= A-Z= 12) 32 – 16=16 нейтронов, электронов = 16, период – 3, энергетических уровней - 3
16 S)))
Строение электронной оболочки: 16 S 2е; 8е; 6е.
16 S)))
2 8 6
Степень окисления - (-2) и (+ 2; +4; +6)
Окислительные свойства у серы выражены сильнее, чем у селена, но слабее, чем у кислорода, что связано с увеличением радиусов атомов от кислорода к селену
SО 3 – оксид серы является кислотным оксидом и проявляет все характерные свойства оксидов.
Сера образует гидроксид Н2SО4, который проявляет все характерные свойства кислот.
Сера из водородных соединений образует Н2S.

3. Составьте формулы высшего оксида и гидроксида серы, укажите их характер. Напишите уравнения всех реакций, характерных для этих веществ, в ионной и молекулярной формах.
SO3 + H2O → H2SO4
2NaOH + SO3 → Na2SO4 + H2O
2ОН- + SO3 → SO42- + H2O
Na2O + SO3 → Na2SO4
Na2O + SO3 → 2Na+ +SO42-
Zn0 + H2+1SO4(разб) → Zn+2SO4 + H20
Zn0 + 2H+ → Zn2+ + H20
CuO + H2SO4 → CuSO4 + H2O
CuO + 2H+ → Cu2+ + H2O
H2SO4 + 2NaOH → Na2SO4 + 2H2O (реакция нейтрализации)
H+ + OH- → H2O
H2SO4 + Cu(OH)2 → CuSO4 + 2H2O
2H+ + Cu(OH)2 → Cu2+ + 2H2O
BaCl2 + H2SO4 → BaSO4↓ + 2HCl
Ba2+ + SO42- → BaSO4↓
MgCO3 + H2SO4 → MgSO4 + H2O + CO2
MgCO3 + 2H+ → Mg2+ + H2O + CO2¬

Вариант 3

1. Дано уравнение реакции хлорида меди (II) с гидроксидом натрия:
CuCl2 + 2NaOH = Cu(OH)2↓ + 2NaCl.
Дайте характеристику реакции по всем изученным вами классификационным признакам.
Рассмотрите реакцию с точки зрения ТЭД: запишите полное и сокращенное ионные уравнения.
CuCl2 + 2NaOH = Cu(OH)2↓ + 2NaCl
Cu2+ + 2OH- = Cu(OH)2↓
Исходные вещества: 1 моль хлорида меди (1 атом меди, 2 атома хлора), 2 моль гидроксида натрия (1 атом натрия, 1 атом кислорода, 1 атом водорода в ФЕ).
Продукты реакции: 1 моль гидроксида меди (1 атом меди, 2 атома кислорода, 2 атома водорода), 2 моль хлорид натрия (1 атом натрия, 1 атом хлора в ФЕ).
Продукты реакции и исходные вещества – твердые растворенные. Cu(OH)2 – твердый осадок.
Реакция:
Экзотермическая
Без изменения степеней окисления
Прямая
Без участия катализатора
Необратимая.

2. Дайте характеристику химического элемента фосфора по его положению в Периодической системе Д. И. Менделеева.
Характеристика Р (фосфор)
Атомная масса=31.Заряд ядра атома Р+15,т. к. в ядре находится 15 протонов. Схема:
15Р 2е)8е)5е)

3. Составьте формулы высшего оксида и гидроксида фосфора, укажите их характер. Напишите уравнения всех реакций, характерных для этих веществ, в ионной и молекулярной формах.
P2O5 + 3H2O = 2H3PO4
P2O5 + 3H2O = 6H+ +2PO43-
3CaO + P2O5 = Ca3(PO4)2




6H++ 3CO3 2-= 3H2O + 3CO2
3NaOH + H3PO4 = Na3PO4 + 3H2O
3OH- + 3H+= 3H2O

Вариант 4

1. Дано уравнение реакции карбоната калия с соляной кислотой:
К2С03 + 2НСl = 2КСl + С02 + Н20.
Дайте характеристику реакции по всем изученным вами классификационным признакам.
Рассмотрите данную реакцию с точки зрения ТЭД: запишите полное и сокращенное ионные уравнения.
K2CO3 + 2HCl = 2KCl + H2O + CO2
2К+ +СО32- + 2Н+ + 2Сl-= 2К+ 2Сl-+ H2O + CO2
СО32- + 2Н+= H2O + CO2
Исходные вещества: 1 моль карбоната калия (2 атома калия, 1 атом углерода, 3 атома кислорода) тв., 2 моль соляной кислоты (в молекуле 1 атом водорода, 1 атом хлора) жидк.
Продукты реакции: 2 моль хлорида калия (в ФЕ 1 атом калия, 1 атом хлора) тв., 1 моль воды (2 тома водорода, 1 атом кислорода) жидк., 1 моль углекислого газа (1 атом углерода, 2 атома кислорода) - газ.
Реакция:
Экзотермическая.
Без изменения степеней окисления.
Прямая.
Без участия катализатора.
Необратимая.

2. Дайте характеристику химического элемента азота по его положению в Периодической системе.
Азот N- неметалл, II период (малый) , V группа, главная подгруппа.
Атомная масса=14, заряд ядра - +7, число энергетических уровней=2
p=7, e=7,n=Ar-p=14-7=7.
Строение электронной оболочки: 7 N 2е; 5е
7 N))
2 5
Степень окисления +5;
Окислительные свойства выражены сильнее, чем у углерода, но слабее, чем у кислорода, что связано с увеличением заряда ядра.
N2О5 оксид азота является кислотным оксидом и проявляет все характерные свойства оксидов. Азот образует кислоту НNО3, которая проявляет все характерные свойства кислот.
Летучее водородное соединение - NH3

3. Составьте формулы высшего оксида и гидроксида азота, укажите их характер.
Напишите уравнения всех реакций, характерных для этих веществ, в ионной и молекулярной формах.
N2O5 + H2O = 2НNO3
N2O5 + H2O = 2Н+ +NO3-
N2O5 + BaO = Ba(NO3)2
N2O5 + BaO = Ba2+ +2NO3-
N2O5 + 2KOH (р-р) = 2KNO3 + H2O
N2O5 + 2K+ +2OH- = 2K+ +NO32- + H2O
N2O5 + 2OH- = NO32- + H2O
K2O + 2HNO3 → 2KNO3 + H2O
K2O + 2H+ + 2NO3- → 2K+ + 2NO3- + H2O
K2O + 2H+ → 2K+ + H2O
HNO3 + NaOH → NaNO3 + H2O
H+ + NO3- + Na+ + OH- → Na+ + NO3- + H2O
H+ + OH- → H2O
2HNO3 + Na2CO3 → 2NaNO3 + H2O + CO2¬
2H+ + 2NO3- + 2Na+ + СO32- → 2Na+ + 2NO3- + H2O + CO2¬
2H+ + СO32- → H2O + CO2¬
S0 + 6HNO3(конц) → H2S+6O4 + 6NO2 + 2H2O
B0 + 3HNO3 → H3B+3O3 + 3NO2
3P0 + 5HNO3 + 2H2O → 5NO + 3H3P+5O4
С разб.
4Zn + 9HNO3 = NH3 + 4Zn(NO3)2 + 3H2O
4Zn + 9H+ + 9NO3- = NH3 + 4Zn2+ + 8NO3- + 3H2O
3Cu + 8HNO3 = 2NO + 3Cu(NO3)2+ 4H2O
3Cu + 8H+ +8NO3-= 2NO + 3Cu2+ +6NO3-+ 4H2O
конц.
Zn + 4HNO3 = 2NO2 + 2H2O + Zn(NO3)2
Zn + 4H+ +4NO3-= 2NO2 + 2H2O + Zn2+ +2NO3-
Cu + 4HNO3 = 2NO2 + 2H2O + Cu(NO3)2
Cu + 4H+ +4NO3- = 2NO2 + 2H2O + Cu2+ +2NO3-

Третий уровень

Вариант 1

1. Дано уравнение реакции получения азотной кислоты:
4N02 + 02 + 2Н20 = 4HN03 + Q.
Дайте характеристику реакции по всем изученным вами классификационным признакам.

4N+4O2 + О02 + 2H2O ↔ 4HN+5O-23
N+4 -1e = N+5 восстановитель
O20 +4e = 2O-2 окислитель
Реакция:
Экзотермическая.
С изменением степени окисления (ОВР).
Без участия катализатора.
Прямая.
Обратимая.
Исходные вещества: 4 моль оксида азота 4 (1 атом азота, 2 атома кислорода в молекуле) – газ, 1 моль кислорода (2 атома кислорода в молекуле) - газ, 2 моль воды (1 атом кислорода, 2 атома водорода в молекуле) – жидк.
Продукт реакции – 4 моль азотной кислоты (1 атом азота, 1 атом водорода, 3 атома кислорода в молекуле) – жидкость.

2. Дайте характеристику химического элемента магния по его положению в Периодической системе.
Магний – порядковый номер в Периодической системе Z = 12 и массовое число А = 24. Заряд ядра +12 (число протонов). Число нейтронов в ядре N = А - Z = 12. Число электронов = 12.
Элемент магний находится в 3-м периоде Периодической системы. Строение электронной оболочки:
12 Mg)))
2 8 2

Степень окисления +2.
Восстановительные свойства у магния выражены сильнее, чем у бериллия, но слабее, чем у кальция (элементы IIА группы), что связано с увеличением радиусов атомов при переходе от Be к Mg и Са.
Оксид магния MgO является основным оксидом и проявляет все типичные свойства основных оксидов. В качестве гидроксида магнию соответствует основание Mg(OH)2, которое проявляет все характерные свойства оснований.

3. Составьте формулы оксида и гидроксида магния, укажите их характер.
Напишите уравнения всех реакций, характерных для этих веществ, в ионной и молекулярной формах.
Оксид магния MgO – основной оксид, основание Mg(OH)2 проявляет все характерные свойства оснований.
MgO + H2O = Mg(OH)2
MgO + CO2 = MgCO3
MgO + CO2 = Mg2+ +CO32-
MgO + H2SO4 = MgSO4 +H2O
MgO + 2H+ = Mg2+ +H2O
Mg(OH)2 + 2HCl = MgCl2 + 2H2O
Mg(OH)2 + 2H+ = Mg2+ + 2H2O
Mg(OH)2 + CO2 = Mg2+ +CO32- + H2O
3Mg(OH)2 + 2FeCl3 = 2Fe(OH)3 + 3MgCl2
3Mg(OH)2 + 2Fe3+ = 2Fe(OH)3 + 3Mg2+
Mg(OH)2 + 2NH4Cl = MgCl2 + 2NH3 + 2H2O
Mg(OH)2 + 2NH4+= Mg2+ + 2NH3 + 2H2O
MgSO4 + 2NaOH = Mg(OH)2 + Na2SO4
Mg2+ + 2OH- = Mg(OH)2

Вариант 2

1. Дано уравнение реакции железа с хлором:
2Fe + 3Сl2 = 2FeCl3 + Q.
Дайте характеристику химической реакции по всем изученным вами классификационным признакам.
Рассмотрите реакцию с точки зрения процессов окисления-восстановления. Укажите окислитель и восстановитель.
2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3 + Q
2
3 Fe – 3e– = Fe+III,
Cl2 + 2e– = 2Cl–I
2Fe – 6e– = 2Fe+III,
3Cl2 + 6e– = 6Cl–I.
Fe – 3e– = Fe+III восстановитель
Cl2 + 2e– = 2Cl–I окислитель
Экзотермическая
ОВР
Прямая
Необратимая
Некаталитическая
Исходные вещества: 2 моль железа – тв., 2 моль хлора (молекула из 2 атомов) – газ
Продукт: 2 моль хлорида железа (из 1 атома железа, 2 атомов хлора в ФЕ) – тв.

2. Дайте характеристику химического элемента натрия по его положению в Периодической системе Д. И. Менделеева.
Натрий -- Na
Порядковый номер Z=11; массовое число А= 23, заряд ядра + 11, число протонов =11, нейтронов(N= A-Z= 11) 23 – 11=12 нейтронов, электронов = 11, период – 3, энергетических уровней - 3,
Строение электронной оболочки: 11 Na 2е; 8е; 1е.
11 Na)))
2 8 1
Степень окисления +1;
Восстановительные свойства у натрия выражены сильнее, чем у лития, но слабее, чем у калия, что связано с увеличением радиусов атомов;
Ион натрия Na +
Na 2О – оксид натрия является основным оксидом и проявляет все характерные свойства оксидов. Натрий образует гидроксид NaОН (щелочь), который проявляет все характерные свойства оснований.

3. Составьте формулы оксида и гидроксида натрия, укажите их характер. Напишите уравнения всех реакций, характерных для этих веществ, в ионной и молекулярной формах.
2NaOH+H2SO4=2H2O+Na2SO4
2OH-+2H+=2H2O
2NaOH + CO2 ---> Na2CO3 + H2O
2OH(-) + CO2 ---> CO3(2-) + H2O
2NaOH + SO2 ---> Na2SO3 + H2O
2OH(-) + SO2 ---> SO3(2-) + H2O
NaOH+ Al(OH)3 ---> Na
OH(-) + Al(OH)3 ---> Al(OH)4 (-)
Na2O+H2SO4=H2O+Na2SO4
Na2O+2H+=H2O+2Na+
Na2O + H2O ---> 2NaOH
Na2O + H2O ---> 2Na+ +2OH-
Na2O + 2HCl ----> 2NaCl + H2O
Na2O + 2H+ ----> 2Na+ + H2O
Na2O + CO2 ---> Na2CO3
Na2O + CO2 ---> 2Na++CO32-
Na2O + SO2 ---> Na2SO3
Na2O + SO2 ---> 2Na++SO32-

Вариант 3

1. Дано уравнение реакции разложения нитрата калия:
2KN03 = 2KN02 + О2 - Q.
Дайте характеристику реакции по всем изученным вами классификационным признакам.
Рассмотрите реакцию с точки зрения процессов окисления-восстановления. Укажите окислитель и восстановитель.
2КNO3 = 2KNO2 + O2- Q
окислитель: N5+ + 2e− = N=3+|2| восстановление
восстановитель: O2− − 4e− = O20 |1| окисление
Исходные вещества: 2 моль нитрата калия (в ФЕ 1 атом калия, 1 атом азота, 3 атома кислорода) – тв.
Продукты реакции – 2 моль нитрита калия (в ФЕ 1 атом калия, 1 атом азота, 2 атома кислорода) – тв., 1 моль кислорода (2 атома кислорода) - газ.
Эндотермическая
ОВР
Прямая
Необратимая
Некаталитическая

2. Дайте характеристику химического элемента углерода по его положению в Периодической системе.
Углерод С - химический элемент IV группы периодической системы Менделеева: атомный номер 6, атомная масса 12,011.
Порядковый номер Z=6; массовое число А= 12, заряд ядра + 6 число протонов =6, нейтронов(N= A-Z= 6) 12 – 6=6 нейтронов, электронов = 6, период – 2, энергетических уровней - 2,
Строение электронной оболочки: 6 С 2е; 4е
6 С))
2 4
Степень окисления +4;
Окислительные свойства у углерода выражены сильнее, чем у бора, но слабее, чем у азота, что связано с увеличением заряда ядра.
СО2 кислотный оксид, Н2СО3 кислота.

3. Составьте формулы оксида и гидроксида углерода, укажите их характер.
Напишите уравнения всех реакций, характерных для этих веществ, в ионной и молекулярной формах.
СО2 оксид углерода является кислотным оксидом и проявляет все характерные свойства оксидов. Углерод образует кислоту Н2СО3, которая проявляет все характерные свойства кислот.
СО2 + Н2О ↔ Н2СО3
СО2 + Н2О ↔ 2Н+ + СО32-
Na2O + CO2 → Na2CO3
Na2O + CO2 → 2Na+ + CO32-
2NaOH + CO2 → Na2CO3 + H2O
OH- + CO2 → CO32- + H2O
Ca(OH)2 + CO2 → CaCO3 ↓+ H2O
Ca2+ +2OH- + CO2 → CaCO3 ↓+ H2O
H2CO3 + Ca = CaCO3 + H2
2H+ +CO32- + Ca = CaCO3 ↓+ H2
H2CO3 + CaO = CaCO3 ↓+ H2O
2H+ +CO32- + CaO = CaCO3 ↓+ H2O
H2CO3 + 2NaOH = Na2CO3 + 2H2O
2H+ + CO32- + 2Na+ +OH- = 2Na++CO32- + 2H2O
2H+ +OH- = 2H2O
Ca(OH)2 + H2CO3 → CaCO3 ↓+ 2H2O
Ca2+ +2OH- + 2H+ +CO32- → CaCO3 ↓+ 2H2O

Вариант 4

1. Дано уравнение реакции образования гидроксида железа (III):
4Fe(OH)2 + 2Н20 + 02 = 4Fe(OH)3.
Дайте характеристику реакции по всем изученным вами классификационным признакам.
Рассмотрите реакцию с точки зрения процессов окисления-восстановления. Укажите окислитель и восстановитель.
4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O = 4Fe(OH)3↓
Fe2+ -1е→ Fe3+ восстановитель
O20 + 4е→ 2O2- окислитель
Исходные вещества: 4 моль гидроксида железа 2 (в ФЕ 1 атом железа, 2 атома кислорода, 2 атома водорода) – тв., 1 моль кислорода (2 атома кислорода) – газ, 2 моль воды (2 атома водорода, 1 атом кислорода в молекуле) – ж.
Продукт реакции – 4 моль гидроксида железа 3 (в ФЕ 1 атом железа, 3 атома кислорода, 3 атома водорода) – тв.
Экзотермическая
ОВР
Прямая
Необратимая
Некаталитическая.

2. Дайте характеристику химического элемента фосфора по его положению в Периодической системе.
Характеристика Р (фосфор)
Элемент с порядковым №15 находится в 3 периоде 5 группе, главной подгруппы.
Атомная масса=31.Заряд ядра атома Р+15,т. к. в ядре находится 15 протонов.
Схема 15Р 2е)8е)5е)
В ядре атома 16 нейтронов. В атоме 15 электронов, т. к. их число равно числу протонов и порядковому номеру. В атоме фосфора 3 электронных слоя, т. к. Р стоит в 3 периоде. На последнем слое 5 электронов, т. к. фосфор стоит в 5 группе. Последний слой не завершен. Р-неметалл, т. к. в хим. реакции с металлами принимает 3 электрона до завершения слоя. Его оксид Р2О5-кислотный. Он взаимод. с Н2О, основаниями и основными оксидами. Его гидроксид Н3РО4-кислота. Она взаимод. с металлами, стоящими до Н (водорода), с основными оксидами, основаниями.

3. Составьте формулы оксида и гидроксида фосфора, укажите их характер.
Напишите уравнения всех реакций, характерных для этих веществ, в ионной и молекулярной формах.
P2O5 + 3H2O = 2H3PO4
P2O5 + 3H2O = 6H+ +2PO43-
3CaO + P2O5 = Ca3(PO4)2
3Ca(OH)2 + P2O5 = Ca3(PO4)2 + 3H2O.
3Mg + 2H3PO4 = Mg3(PO4)2↓ + 3H2
3Mg + 6H++ 2PO43- = Mg3(PO4)2↓ + 3H2
2H3PO4+3Na2CO3 = 2Na3PO4 + 3H2O + 3CO2
6H++ 3CO3 2-= 3H2O + 3CO2
3NaOH + H3PO4 = Na3PO4 + 3H2O
3OH- + 3H+= 3H2O

Укажите название элемента, его обозначение. Определите порядковый номер элемента, номер периода, группу, подгруппу. Укажите физический смысл параметров системы – порядкового номера, номера периода, номера группы. Обоснуйте положение в подгруппе.

Укажите количество электронов, протонов и нейтронов в атоме элемента, заряд ядра, массовое число.

Составьте полную электронную формулу элемента, определите электронное семейство, отнесите простое вещество к классу металлов или неметаллов.

Изобразите графически электронную структуру элемента (или двух последних уровней).

Укажите число и тип валентных электронов.

Графически изобразите все возможные валентные состояния.

Перечислите все возможные валентности и степени окисления.

Напишите формулы оксидов и гидроксидов для всех валентных состояний. Укажите их химический характер (подтвердите ответ уравнениями соответствующих реакций).

Приведите формулу водородного соединения.

Назовите область применения данного элемента

Решение . В ПСЭ элементу с порядковым номером 21 соответствует скандий .

1. Элемент находится в IV периоде. Номер периода означает число энергетических уровней в атоме этого элемента, у него их 4. Скандий расположен в 3-й группе – на внешнем уровне 3 электрона; в побочной подгруппе. Следовательно, его валентные электроны находятся на 4s- и 3d- подуровнях. Является d-элементом. Порядковый номер численно совпадает с зарядом ядра атома.

2. Заряд ядра атома скандия +21.

Число протонов и электронов - по 21.

Число нейтронов А-Z= 45-21=24.

Общий состав атома: ().

3. Полная электронная формула скандия:

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 1 4s 2 или в сокращенной форме: 3d 1 4s 2

Электронное семейство: d-элемент, так как в стадии заполнения d-орбитали. Электронное строение атома заканчивается s- электронами, поэтому скандий проявляет металлические свойства; простое вещество – металл.

4. Электронно-графическая конфигурация имеет вид:

5. Он имеет в возбужденном состоянии три валентных электрона (два на 4s- и один на 3d- подуровне)

6. Возможные валентные состояния, обусловленные числом неспаренных электронов:

В основном состоянии:

s p d

В возбужденном состоянии:

s p d

спинвалентность равна 3 (один неспаренный d-электрон и два неспаренных s-электрона)

7. Возможные валентности в данном случае определяются числом неспаренных электронов: 1, 2, 3 (или I, II, III). Возможные степени окисления (отражают число смещенных электронов) +1, +2, +3. Наиболее характерные и устойчивая валентность III, степени окисления +3. Наличие лишь одного электрона в d- состоянии обуславливает малую устойчивость d 1 s 2 - конфигурации. Скандий и его аналоги, в отличие от других d-элементов проявляет постоянную степень окисления +3, это высшая степень окисления и соответствует номеру группы.

8. Формулы оксидов и их химический характер: форма высшего оксида – Sc 2 O 3 (амфотерный).

Формулы гидроксидов: Sc(OH) 3 – амфотерный.

Уравнения реакций, подтверждающих амфотерный характер оксидов и гидроксидов:

Sc (OH ) 3 +3 КОН = К 3 [ Sc (OH ) 6 ] (гекса гидроксоскандиат калия)

2 Sc (OH ) 3 + 3 Н 2 SO 4 = 6 Н 2 О + Sc 2 (SO 4 ) 3 (сульфат скандия)

9. Соединения с водородом не образует, так как находится в побочной подгруппе и является d-элементом.

10. Соединения скандия применяются в полупроводниковой технике.

Пример 6. У какого из двух элементов марганца или брома сильнее выражены металлические свойства?

Решение. Данные элементы находятся в четвертом периоде. Записываем их электронные формулы:

25 Mg 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 5

35 Br 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 5

Марганец – d-элемент, то есть элемент побочной подгруппы, а бром – р-элемент главной подгруппы этой же группы. На внешнем электронном уровне у атома марганца только два электрона, а у атома брома – семь. Радиус атома марганца меньше радиуса атома брома при одинаковом числе электронных оболочек.

Общей закономерностью для всех групп, содержащих р- и d-элементы является преобладание металлических свойств у d-элементов. Таким образом, у марганца металлические свойства выражены сильнее, чем у брома.

Пример 7. Какой из двух гидроксидов является более сильным основанием а) Sr (OH ) 2 или Ba (OH ) 2 ; б) Ca (OH ) 2 или Fe (OH ) 2 в) Sr (OH ) 2 или Cd (OH ) 2 ?

Решение. Чем больше заряд и чем меньше радиус иона, тем сильнее удерживает он другие ионы. В этом случае гидроксид будет более слабым, так как у него меньше способность к диссоциации.

а) Для ионов одинакового заряда со сходным электронным строением радиус, тем больше, чем больше электронных слоев содержит ион. Для элементов главных подгрупп (s- и р-) радиус у ионов увеличивается с увеличением порядкового номера элемента. Следовательно, Ba (OH ) 2 является болеесильным основанием, чем Sr (OH ) 2 .

б) В пределах одного периода радиусы ионов уменьшаются при переходе от s- и р-элементов к d-элементам. При этом число электронных слоев не меняется, а заряд ядра увеличивается. Поэтому основание Ca (OH ) 2 более сильное, чем Fe (OH ) 2 .

в) Если элементы находятся в одном периоде, в одной группе, но в разных подгруппах, то радиус атома элемента главной подгруппы больше радиуса атома элемента побочной подгруппы. Отсюда, основание Sr (OH ) 2 сильнее, чем Cd (OH ) 2 .

Пример 8. Каким типом гибридизации АО азота описывается образование иона и молекулыNH 3 ? какова пространственная структура этих частиц?

Решение. Как в ионе аммония, так и в молекуле аммиака валентный электронный слой атома азота содержит четыре электронных пары. Поэтому в обоих случаях электронные облака атома азота будут максимально удалены друг от друга при sр 3 -гибритизации, когда их оси направлены к вершинам тетраэдра. При этом в ионе все вершины тетраэдра заняты атомами водорода, так что этот ион имеет тетраэдрическую конфигурацию с атомом азота в центре тетраэдра.

При образовании молекулы аммиака атомы водорода занимают только три вершины тетраэдра, а к четвертой вершине направлено электронное облако неподеленной электронной пары атома азота. Образовавшаяся фигура при этом – тригональная пирамида с атомом азота в ее вершине и атомами водорода в вершинах основания.

Пример 9. Объясните с позиций метода МО возможность существования молекулярного иона и невозможность существования молекулыНе 2 .

Решение. В молекулярном ионе имеются три электрона. Энергетическая схема образования этого иона с учетом принципа Паули показана на рис.21.

Рис. 21. Энергетическая схема образования иона .

На связывающей орбитали размещены два электрона, а на разрыхляющей – один. Следовательно, кратность связи в этом ионе равна (2-1)/2 = 0,5, и он должен быть энергетически устойчивым.

Напротив, молекула Не 2 должна быть энергетически неустойчивой, поскольку из четырех электронов, которые должны разместиться на МО, два займут связывающую МО, а два – разрыхляющую. Следовательно, образование молекулы Не 2 не будет сопровождаться выделением энергии. Кратность связи в этом случае равна нулю – молекула не образуется.

Пример 10. Какая из молекул – В 2 или С 2 характеризуется более высокой энергией диссоциации на атомы? Сопоставьте магнитные свойства этих молекул.

Решение. Составим энергетические схемы образования данных молекул (рис. 22).

Рис. 22. Энергетическая схема образования молекул В 2 и С 2 .

Как видно, в молекуле В 2 разность между числом связывающих и числом разрыхляющих электронов равна двум, а в молекуле С 2 – четырем; это отвечает кратности связи соответственно 1 и 2. Следовательно, молекула С 2 . характеризующаяся более высокой кратностью связи между атомами, должна быть более прочной. Этот вывод соответствует экспериментально установленным значениям энергии диссоциации на атомы молекул В 2 (276 кДж/моль) и С 2 (605 кДж/моль).

В молекуле В 2 два электрона расположены, согласно правилу Гунда, на двух π св 2р-орбиталях. Наличие двух неспаренных электронов сообщает этой молекуле парамагнитные свойства. В молекуле С 2 все электроны спарены, следовательно, эта молекула диамагнитна.

Пример 11. Как располагаются электроны по МО в молекуле CN и в молекулярном ионе CN - , образующемся по схеме: C - + N → CN - . В какой из этих частиц длина связи наименьшая?

Решение. Составив энергетические схемы образования рассматриваемых частиц (рис. 23), заключаем, что кратность связи в CN и CN - соответственно равна 2,5 и 3. Наименьшей длиной связи характеризуется ион CN - , в котором кратность связи между атомами наибольшая.

Рис. 23. Энергетические схемы

образования молекулы CN и молекулярного иона CN - .

Пример 12. Какой тип кристаллической решетки характерен для твердого простого вещества, образованного элементом с порядковым номером 22?

Решение. По ПСЭ Д.И. Менделеева определяем элемент с данным порядковым номером и составляем его электронную формулу.

Титан 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 2

Титан является d-элементом, на внешнем уровне содержит два электрона. Является типичным металлом. В кристалле титана между атомами, имеющими на внешнем валентном уровне два электрона, возникает металлическая связь. Энергия кристаллической решетки ниже энергии решетки ковалентных кристаллов, но значительно выше, чем у молекулярных кристаллов. Кристалл титана обладает высокой электро- и теплопроводностью, способен деформироваться без разрушения, обладает характерным металлическим блеском, имеет высокую механическую прочность и температуру плавления.

Пример 13. Чем отличается структура кристалла CaF 2 от структуры кристаллов Са и F 2 ? Какие виды связей существуют в кристаллах этих веществ? Как это влияет, а их свойства?

Решение. 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 Са – типичный металл, s-элемент, имеет на внешнем энергетическом уровне два валентных электрона. Образует металлическую кристаллическую структуру с выраженным металлическим типом связи. Обладает металлическим блеском, электро- и теплопроводностью, пластичен.

1s 2 2s 2 2p 5 F 2 – типичный неметалл, р-элемент, на внешнем энергетическом уровне имеет только один неспаренный электрон, что недостаточно для образования прочных ковалентных кристаллов. Атомы фтора связаны ковалентной связью в двухатомные молекулы, которые образуют молекулярный кристалл за счет сил межмолекулярного взаимодействия. Он непрочен, легко возгоняется, обладает низкой температурой плавления, изолятор.

При образовании кристалла CaF 2 между атомами Са и F образуется ионная связь, поскольку разница в электроотрицательности между ними достаточно велика ЭО=4 (табл. 14). Это приводит к образованию ионного кристалла. Вещество растворимо в полярных растворителях. При обычных температурах является изолятором, при повышении температуры усиливаются точечные дефекты кристалла (за счет теплового движения ионы покидают узлы кристаллической решетки и переходят в междоузлия или на поверхность кристалла). Когда кристалл попадает в электрическое поле, наблюдается направленное перемещение ионов к вакансии, образованные ушедшим ионом. Тем самым обеспечивается ионная проводимость кристалла CaF 2 .

Тема: Характеристика химического элемента по его положению в периодической системе химических элементов.

Цели урока:

Научить составлять план общей характеристики элемента по его положению в периодической системе химических элементов; закрепить умение характеризовать элемент, его свойства и свойства его соединений по положению в периодической системе;

Развивать умение самостоятельно добывать и использовать необходимую информацию, умение делать выводы на основании полученной информации;

Формирование умения работать самостоятельно и в группе.

Тип урока: комбинированный.

Форма урока: индивидуальная, групповая.

Методы урока: прием развития критического мышления «древо знаний», самостоятельное выполнение заданий в группах, защита постеров, обучение через диалог учителя и учащихся.

Оборудование: ПСХЭ, раздаточный материал (яблочки, смайлики, оценочные листы, тест на самооценку для рефлексии,ватманы и фломастеры), интерактивная доска, презентация.

Ход урока

1.Организационный момент (3 мин). Приветствие.

Делим класс на 4 группы с помощью химических элементов. Учащиеся, вытянувшие карточки с одним и тем же элементом образуют одну группу. Элементы: натрий, алюминий, фосфор, хлор. Выбор спикеров, которые распределяют работу внутри группы и ведут оценочный лист.

Группам раздаются оценочные листы. Разъяснения по оценочному листу.

2. Проверка домашнего задания (11 мин). Учитель: Ребята, какую тему вы изучали на прошлом уроке? (ПЗ и ПСХЭ) Сегодня для проверки ваших знаний по этой теме я предлагаю вам следующее задание. Используем прием «Древо знаний». Учащиеся работают индивидуально. На интерактивной доске рисунок дерева с яблоками трех цветов: красные, желтые, зеленые. За каждым яблоком вопрос. Учащимся предлагается проанализировать свою работу при изучении предыдущей темы и, взвесив свои возможности, «собрать урожай», учитывая, что

«красные яблоки уже созрели» – они висят высоко, сорвать их тяжело - вопросы на них самые трудные,

«желтые яблоки» – висят ниже, сорвать легче – вопросы тоже легче,

«зеленые яблоки» – висят совсем низко, поэтому и вопросы самые простые.

Учащиеся по очереди выбирают яблоки и соответствующие вопросы. Ребята отвечают на вопросы устно, а учитель получает хороший материал для диагностики не только в освоении темы, но и уровня самооценки учащихся. Бумажные яблоки разных цветов раздаются детям за правильные ответы.

Вопросы для карточек зелёного цвета.

Кем и когда был открыт периодический закон? (Д.И.Менделеев. 1869 год)

Формулировка периодического закона, данная Д.И.Менделеевым. (Свойства элементов, а также состав и свойства образуемых ими простых и сложных веществ находятся в периодической зависимости от их атомных масс)

Современная формулировка периодического закона. (Свойства химических элементов и образуемых ими простых и сложных веществ находятся в периодической зависимости от величины заряда ядра атом этих элементов)

Что представляет собой период? (Период- это ряд химических элементов, расположенных в порядке возрастания атомных масс. Период начинается щелочным металлом и заканчивается инертным элементом)

Что такое периодическая система химических элементов? (Периодическая система химических элементов – это графическое изображение периодического закона и естественной классификации химических элементов)

Каким образом подразделяют периоды? Почему? (Малые периоды: 1-3 периоды содержат 2-8 химических элементов, большие периоды: 4-7 периоды содержат 18-32 химических элемента)

Что представляет собой группа? Сколько групп? (Группа – это вертикальные ряды, в которых располагаются элементы, принадлежащие к одному семейству с одинаковым количество внешних электронов и соответственно проявляющие одинаковые свойства. 8 групп.)

Какие элементы образуют главные подгруппы? (Элементы малых и больших периодов)

Какие элементы образуют побочные подгруппы? (Переходные элементы больших периодов)

Элементы каких групп образуют летучие соединения с водородом? (Элементы главных подгрупп IV-VII групп)

Вопросы для карточек жёлтого цвета.

Какие свойства химических элементов Д.И.Менделеев положил в основу их классификации? (Атомную массу, валентность химических элементов и свойства образуемых ими соединений)

Какой элемент из предложенных проявляет наиболее ярко выраженные неметаллические свойства: кислород, сера, селен, теллур? Объясните почему? (Кислород. В главных подгруппах сверху вниз неметаллические свойства ослабевают, а металлические усиливаются)

Как изменяются свойства химических элементов в периодах? (Слева направо металлические свойства ослабевают, неметаллические свойства усиливаются)

Какой элемент из предложенных проявляет наиболее ярко выраженные металлические свойства: магний, кальций, стронций, барий? Объясните почему? (Барий. В главных подгруппах сверху вниз металлические свойства усиливаются, неметаллические ослабевают)

У какого из предложенных элементов наиболее ярко выраженные неметаллические: магний, кремний, сера, хлор? Объясните почему? (Хлор. В периодах слева направо неметаллические свойства усиливаются)

У какого элемента из предложенных наиболее ярко выраженные металлические свойства: натрий, магний, алюминий, кремний? Объясните почему? (Натрий. В периодах слева направо металлические свойства ослабевают)

Вопросы для карточек красного цвета.

В чем основная причина изменения свойств элементов в периоде? (В постепенном увеличении числа протонов в ядре и числа электронов на внешнем энергетическом уровне)

В чем причина усиления металлических свойств элементов в главных подгруппах сверху вниз? (С возрастанием заряда ядер увеличивается число энергетических уровней, внешние валентные электроны отдаляются от ядра, связь с ядром ослабевает и соответственно усиливаются металлические свойства)

Почему изменилась современная формулировка периодического закона? (В связи с открытием строения атома. Главной характеристикой химического элемента является не его атомная масса, а заряд ядра его атома. Именно заряд ядра атома определяет количество электронов, а количество электронов в атоме и их распределение по уровням определяет свойства химических элементов и их соединений)

За каждый правильный ответ учащиеся получают соответствующего цвета яблоки. Зеленые яблоки- 1 балл, жёлтые-2 балла, красные- 3 балла.

Количество баллов учащихся на оценочных листах отмечают спикеры от каждой группы.

Оценочный лист

Группа _____________ Спикер _______________________

Количество яблок

Количест

во смай

ликов

Баллы по количеству яблок:

Зеленые-1 балл

Желтые-2 балла

Красные-3 балла

Баллы по количеству смайликов:

1 балл за каждый смайлик

Вс е го баллов

Оценка за урок

Зеленых-

Желтых- Красных-

Зеленых-

Желтых- Красных-

Зеленых-

Желтых- Красных-

Зеленых-

Желтых- Красных-

Зеленых-

Желтых- Красных-

Зеленых-

Желтых- Красных-

Перевод баллов в оценки:

1-4 балла – оценка «3»

5-8 баллов – оценка «4»

9 баллов и больше – оценка «5»

Спикеру необходимо ознакомить учащихся с их оценками внутри группы.

3. Изучение новой темы (6 мин).

Учитель: Ребята, вы изучили такие темы как «Состав и строение атома», «Периодический закон и периодическая система химических элементов». Сегодня на уроке мы с вами научимся давать характеристику химическому элементу по его положению в периодической системе химических элементов. Запишите тему урока в тетрадях «Характеристика химического элемента по его положению в периодической системе химических элементов». Главной характеристикой атома является его строение, т.е. такие характеристики как заряд ядра, распределение электронов по уровням, валентность. Скажите можем ли мы эти сведения получить из периодической системы химических элементов.

Давай вспомним и заполним таблицу, показывающую взаимосвязь главных характеристик Периодической системы со строением атома элемента.

Таблицу учащиеся чертят и заполняют в тетрадях.

Главные характеристики элементов и их взаимосвязь со строением атомов.

Вопросы, задаваемые в ходе заполнения таблицы:

1. Что является главной характеристикой химического элемента в периодической системе химических элементов? (порядковый номер)

2. Что можно определить в строении атома по порядковому номеру химического элемента? (положительный заряд ядра, число протонов и общее число электронов)

3. Какие еще характеристики Периодической системы мы знаем? (номер периода, номер группы)

4. Что можно определить по номеру периода в котором находится химический элемент? (число электронных слоев в атоме этого элемента)

5. Что можно определить по номеру группы в котором находится химический элемент? (Число электронов внешнего электронного слоя (для элементов главных подгрупп), высшая валентность в кислородных соединениях)

За правильные ответы учащимся раздаются смайлики.

План характеристики химических элементов на основе теории строения атома и положения его в периодической системе.

2. Положение элемента в периодической системе химических элементов:

Порядковый номер

Относительная атомная масса, А r

Период

Группа, подгруппа.

№12 элемент

А r ( Mg )=24

3-ий период

ІІ группа, главная подгруппа

3. Состав и строение атома элемента:

Состав атома

Распределение электронов по уровням

Электронная формула атома

Графическая электронная формула

24 _

12 Mg(12 р , 12n), 12 е

12 Mg)2)8)2

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 0 3d 0

1 s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 0

4. Свойства простого вещества, образованного данным элементом: Металл или неметалл, или же проявляет амфотерные свойства Высшая валентность	Mg - металл Валентность постоянная - ІІ
5. Формула высшего оксида и летучего водородного соединения	Mg О - оксид магния,

В ходе рассмотрения плана характеристики химического элемента учащимся задаются уточняющие и дополняющие вопросы, за ответы на которые учащимся раздаются смайлики:

1. Как определяют количество нейтронов в атоме? (находим по разности между относительной атомной массы и порядковым номером: N = А r - Z )

2. Как определяем максимальное количество электронов которое может разместиться на уровне? (по формуле N =2 n 2 )

3. Сколько электронов максимально может разместиться на первом, втором, третьем, четвертом уровнях? (на первом-2 электрона, на втором-8 электронов, на третьем-18 электронов, на четвертом-32 электрона)

4. Какие подуровни имеются на каждом уровне? (на первом уровне – s -подуровень, на втором- s и p -подуровни, на третьем – s , p и d -подуровни, на четвертом- s , p , d и f -подуровни)

5. Сколько электронов может разместиться на каждом из подуровней? (на s -подуровне 2 электрона, на p -подуровне 6 электронов, на d -подуровне 10 электронов и на f -подуровне 14 электронов)

6. Как можно определить по количеству внешних электронов свойства элементов? (1-3 электрона- металл, 4-8 электрона - неметалл)

7. Чему равна высшая валентность химического элемента в оксидах? (высшую валентность можно определить по номеру группы для элементов главных подгрупп)

4. Закрепление (18 мин). Учитель: Далее каждая группа выполняет следующие задания (на интерактивной доске). Оценивание этого задания осуществляет спикер. Спикер будет решать кому дать смайлик по следующим критериям: участие учащегося в выполнении задания на ватмане и выступление перед классом.

1 задание. Учащиеся каждой группы на ватманах дают характеристику тому элементу по которому они поделились на группы в начале урока: натрий, алюминий, фосфор, хлор.

Ответы учащихся:

Na, натрий

Al, алюминий

P, фосфор

Cl, хлор

№11 элемент

А r ( Na )=23

3-ий период

І группа, главная подгруппа

№13 элемент

А r ( Al )=27

3-ий период

І І І группа, главная подгруппа

№15 элемент

А r ( P )=31

3-ий период

V группа, главная подгруппа

№17 элемент

А r ( Cl )=35,5

3-ий период

V ІІ группа, главная подгруппа

23 _

11 Na (11 р , 12n), 11 е

11 Na)2)8)1

1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 0 3d 0

1 s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 0

27 _

13 Al (13 р , 14n), 13 е

13 Al)2)8)3

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 3d 0

1 s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1

31 _

15 P (15 р , 16n), 15 е

15 P)2)8)5

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 3d 0

1 s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3

35 _

17 Cl (17 р , 18n), 17 е

17 Cl)2)8)7

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 3d 0

1 s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 0

Na - металл Валентность постоянная - І	Al - амфотерный элемент Валентность постоянная - ІІІ	P -неметалл V	Cl -неметалл Валентность переменная, высшая валентность - VII
Na 2 О - оксид натрия, летучее водородное соединение не образует	Al 2 O 3 - оксид алюминия, летучее водородное соединение не образует	P 2 O 5 - оксид фосфора ( V ), PH 3	Cl 2 O 7 - оксид хлора ( VII ) летучее водородное соединение - HCl

Учащиеся защищают свои постеры. Работу учащихся в группах оцениваем совместно со спикерами. Учитель: Спикер, кому из учащихся твоей группы за выполнение этого задания ты хотел бы дать смайлики? Раздаются смайлики членам групп.

Спикеры групп считают количество баллов по количеству яблок и смайликов.

Если останется время можно выполнить следующее задание.

Задание 2. (если останется время на его выполнение)

Задача для группы Na .

Назвать элемент по таким данным: находится в III группе, относительная молекулярная масса высшего оксида 102.

а) Алюминий; б)Скандий; в)Галлий.

Дано: Решение:

R2O3

Mr(R2O3)=102

Mr(R2O3)=102, Ar(O)=16

2x+16*3=102

2x=102-48

2x=54

x=27

R-?

Данная Аг соответствует элементу Al.

Ответ: Алюминий.

Задача для группы Al .

Назвать элемент по таким данным: находится во VI группе, относительная молекулярная масса высшего оксида 80.

а) Сера; б) Селен; в) Теллур

Дано: Решение:

RО3

Mr(RО3)

Mr(R О 3)=80, Ar(O)=16

R-?

x+16*3=80,

x=80-48=32

Данная Аг соответствует элементу S.

Ответ: Сера

Задача для группы P .

Назвать элемент по таким данным: находится в IV группе, относительная молекулярная масса высшего оксида 60.

а) Олово; б) Кремний; в) Углерод

RO2

Mr(RO2)=60

Mr(RO2)=60, Ar(O)=16

x+32=60

x=60-32=28

R-?

Дано: Решение:

Данная Аг соответствует элементу Si.

Ответ: Кремний

Задача для группы Cl .

Назвать элемент по таким данным: находится в V группе, относительная молекулярная масса высшего оксида 108.

а) Азот; б)Фосфор; в)Мышьяк.

Дано: Решение:

R2O5

Mr(R2O5)=108

Mr(R2O5)=102, Ar(O)=16

2x+16*5=108

2x=108-80

2x=28

x=214

R-?

Данная Аг соответствует элементу N.

Ответ: Азот

Домашнее задание (1 мин) §59, дать характеристику двум элементам: металлу и неметаллу по плану.

Оценивание (2 мин) Спикеры на оценочных листах проставляют баллы и оценки, знакомят членов группы с их оценками за урок.

Рефлексия (3 мин)

По результатам своей работы на уроке, вам необходимо установить степень достижения учебной цели и приобретение уверенности в своих знаниях.

Предлагаю проанализировать то, чему вы научились на уроке. Выполните тест.

Ф.И. учащегося___________________________________

Тест (для самоанализа полученных знаний и приобретенных умений)

а) план характеристики элемента по положению в периодический системе

б) логическая последовательность характеристики элемента по положению в периодической системе

2) Я умею определять для элемента:

а) число элементарных частиц (протонов, нейтронов, электронов) в атоме

б) число энергетических уровней

в) электронную формулу

г) число электронов на внешнем уровне у атома

д) валентность элемента

е) высшую степень окисления элемента

ж) металлом или неметаллом является описываемый элемент

з) формулу высшего оксида и водородного соединения

3) Я умею сравнивать свойства элемента со свойствами соседних по периодической системе элементов

Подведение итогов.

уметь характеризовать элемент на основании его положения в периодической системе, систематизировать знания о составе и свойствах соединений, образуемых металлами

Просмотр содержимого документа
«Урок 1 характеристика элемента-металла»

Конспект урока по химии

в 9 классе

«Характеристика химического элемента-металла на основании его положения в Периодической системе Д. И. Менделеева.»

Тема урока: Характеристика химического элемента-металла на основании его положения в Периодической системе Д. И. Менделеева. (1 слайд)

Цели урока: актуализировать знания о структуре периодической системы,

систематизировать знания о составе и строении атома элемента,

уметь характеризовать элемент на основании его положения в периодической системе, систематизировать знания о составе и свойствах соединений, образуемых металлами (2 слайд)

Оборудование: Таблица Д. И. Менделеева. Простые вещества - ме­таллы и неметаллы, компьютер, проектор, презентация по теме.

I . Организационный момент

Приветственное слово учителя. Поздравление ребят с началом нового учебного года.

П. Повторение основных теоретических вопросов программы 8 класса

Основным вопросом про­граммы 8 класса является Периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева. Она же является базой для изучения курса химии 9 класса.

Напоминаю, что таблица Д. И. Менделеева представ­ляет собой «дом», в котором живут все химические элементы. Каждый элемент имеет номер (порядковый), который можно сравнить с номером квартиры. «Квартира» расположена на определенном «этаже» (т. е. периоде) и в определенном «подъезде» (т. е. группе). Каждая группа в свою очередь делится на подгруппы: главную и побочную. Пример: элемент магний Mg имеет порядковый номер (№) 12 и распо­ложен в третьем периоде, в главной подгруппе второй группы.

Свойства химического эле­мента зависят от его положения в таблице Д. И. Менделеева. Поэтому очень важно научиться характеризовать свойства химических элементов на основании их положения в Периодической системе.

III . План характеристики химического элемента на основании его положения в Периодической системе Д. И. Менделеева

Алгоритм характеристики: (3-5 слайды)

1. Положение элемента в ПС

в) группа

д) относительная атомная масса.

а) число протонов (р +), нейтронов (n 0), электронов (е -)

б) заряд ядра

д) электронная формула атома

е) графическая формула атома

ж) семейство элемента.

Три последних пункта, для хорошо подготовленных классов.

3. Свойства атома

Записать в виде схем-уравнений. Сравнить с соседними атомами.

4. Возможные степени окисления.

5. Формула высшего оксида, его характер.

6. Формула высшего гидроксида, его характер.

7. Формула летучего водородного соединения, его характер.

Обратить внимание: При рассмотрении пунктов 5 и 7 все формулы высших оксидов и летучих водородных соединений помещены внизу таблицы Д. И. Менделеева, что фактически является «законной шпаргалкой».

Так как в начале, при характеристике элементов ребята могут испытывать определенные трудности, поэтому им полезно пользовать­ся «законными шпаргалками» - табл. 1 и др. Потом, по мере накопления опыта и знаний, эти помощники уже не потребуются.

Задание: Охарактеризуйте химический элемент натрий на основании его положения в периодической системе Д.И. Менделеева. (слайд 6)

Работает весь класс, записи поочередно ведут обучающиеся на доске.

Образец ответа. (слайд 7)

Na – натрий

1) 11, 3 период, малый, 1 группа, А

2) 11 р + , 12n 0 , 11 е -

+ 11 2-8-1

1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 0 3d 0 - s - элемент

3) Na 0 – 1 e → Na +

восстановитель

R a: Li Mg

по группе по периоду

Ме св-ва: Li Na K Na Mg

по группе по периоду

4) Na : 0, +1

5) Na 2 O – основный оксид

6) NaOH – основание, щелочь.

7) Не образует

IV

Каждый химический элемент образует простое вещество, обладающее определенным строением и свойствами. Простое вещество характеризуют по следующим параметрам: (слайд 8)

1) Тип связи.

2) Тип кристаллической решетки.

3) Физические свойства.

4) Химические свойства (схема).

Образец ответа : (слайд 9)

Металлическая связь [Na 0 – 1 e → Na + ]

- Металлическая кристаллическая решетка

- Твердое вещество, мягкий металл (режется ножом), белого цвета, блестящий, тепло-и электропроводен.

Металл продемонстрировать. Отметить, что в связи с высокой химической активностью, его хранят под слоем керосина.

- Na 0 – 1 e → Na + → взаимодействует с веществами-окислителями

восстановитель

Неметаллы + оксиды металлов (менее активные)

Кислоты + соли

Задание : Запишите уравнения реакций, характеризующие свойства простого вещества натрия. Рассмотрите уравнения с позиций окислительно-восстановительных процессов. (слайд 10)

Пять учащихся по желанию работают у доски.

1) 2 Na + Cl 2 → 2 NaCl

Cl 2 0 + 2e → 2Cl - │1 окислитель - восстановление

2) 2 Na + 2HCl → 2 NaCl + H 2

Na 0 – 1e → Na + │2 восстановитель - окисление

3) 2 Na + 2H 2 O → 2 NaOH + H 2

Na 0 – 1e → Na + │2 восстановитель - окисление

2H + + 2e → H 2 0 │1 окислитель - восстановление

4) 2 Na + MgO → Na 2 O + Mg

Na 0 – 1e → Na + │2 восстановитель - окисление

Mg 2+ + 2e → Mg 0 │1 окислитель - восстановление

5) 2 Na + CuCl 2 (расплав) → 2 NaCl + Cu

Na 0 – 1e → Na + │2 восстановитель - окисление

Cu 2+ + 2e → Cu 0 │1 окислитель - восстановление

V

Для каждого химического элемента характерно образование сложных веществ различных классов – оксиды, основания, кислоты, соли. Основными параметрами характеристики сложного вещества являются: (слайд 11)

Формула соединения.

Вид связи.

Характер соединения.

Химические свойства соединения (схема).

Образец ответа:

I . Оксид (слайд 12)

Na 2 O

Ионная связь

Химические свойства:

основный оксид + кислота → соль и вода

основный оксид + кислотный оксид → соль

основный оксид + Н 2 О → щелочь

(растворимый оксид)

II. Гидроксид (слайд 13)

1) NaOH

2) Ионная связь

3) Основание, щелочь.

4) Химические свойства:

основание (любое) + кислота = соль + вода

щёлочь + соль = новое основание + новая соль

щёлочь + оксид неметалла = соль + вода

Самостоятельная работа.

Задание: Запишите уравнения реакций, характеризующие свойства оксида и гидроксида. Уравнения рассмотрите с позиций окислительно-восстановительных процессов и ионного обмена. (слайд 14)

Образец ответов.

Оксид натрия:

l ) Na 2 O + 2HC 1 = 2NaCl + Н 2 О (реакция обмена)

2) Na 2 O + SO 2 = Na 2 SO 3 (реакция соединения)

3) Na 2 O + H 2 O = 2NaOH (реакция соединения)

Гидроксид натрия:

1) 2NaOH + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + 2Н 2 О (реакция обмена)

2Na + + 2ОН - + 2Н + + SO 4 2- = 2Na + + SO 4 2- + 2Н 2 О

ОН - + Н + = Н 2 О

2) 2NaOH + СО 2 = Na 2 CO 3 + Н 2 О (реакция обмена)

2Na + + 2ОН- + СО 2 = 2Na + + СО 3 2- + Н 2 О

3) 2NaOH + CuSO 4 = Na 2 SO 4 + Cu (OH) 2 (реакцияобмена)

2Na + + 2 ОН - + Cu 2+ + SO 4 2- = 2Na + + SO 4 2- + Cu (OH) 2

2OH - + Cu 2+ = Cu (OH ) 2

Вспомнить условия протекания реакций обмена до конца (образова­ние осадка, газа или слабого электролита).

Для натрия, как и для всех металлов, характерно образование генетического ряда: (слайд 15)

Металл → основный оксид → основание (щелочь) → соль

Na → Na 2 O → NaOH → NaCl (Na 2 SO 4 , NaNO 3 , Na 3 PO 4 )

(слайд 16)

§ 1, упр. 1 (б), 3; составить уравнения реакций для генетического ряда Na

Просмотр содержимого презентации
«Характеристика элемента-металла»

Урок: «Характеристика химического элемента-металла на основании его положения в Периодической системе Д. И. Менделеева» урок химии, 9 класс

• актуализировать знания о структуре периодической системы,
• систематизировать знания о составе и строении атома элемента,
• уметь характеризовать элемент на основании его положения в периодической системе,
• систематизировать знания о составе и свойствах соединений, образуемых металлами

Алгоритм

характеристики элемента

• Положение элемента в ПС

а) порядковый номер химического элемента

б) период (большой или малый).

в) группа

г) подгруппа (главная или побочная)

д) относительная атомная масса

а) число протонов (р+), нейтронов (n 0), электронов (е -)

б) заряд ядра

в) число энергетических уровней в атоме

г) число электронов на уровнях

д) электронная формула атома

е) графическая формула атома

ж) семейство элемента.

• Свойства атома

а) способность отдавать электроны (восстановитель)

б) способность принимать электроны (окислитель).

• Возможные степени окисления.
• Формула высшего оксида, его характер.
• Формула высшего гидроксида, его характер.
• Формула летучего водородного соединения, его характер.

Задание: Охарактеризуйте химический элемент натрий на основании его положения в периодической системе Д.И. Менделеева.

Mg по группе по периоду Ме св-ва: Li Na K Na Mg по группе по периоду Na: 0, +1 Na 2 O – основный оксид NaOH – основание, щелочь. Не образует" width="640"

• Na – натрий
• 11, 3 период, малый, 1 группа, А
• 11 р +, 12n 0 , 11 е -
• +11 2-8-1
• 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 0 3d 0 - s - элемент
• Na 0 – 1 e → Na +
• восстановитель
• Ra: Li Na Mg
• по группе по периоду
• Ме св-ва: Li Na K Na Mg
• по группе по периоду
• Na : 0, +1
• Na 2 O – основный оксид
• NaOH – основание, щелочь.
• Не образует

• Тип связи
• Тип кристаллической решетки
• Физические свойства
• Химические свойства (схема)

Образец ответа

• Металлическая связь [ Na 0 – 1 e → Na + ]
• Металлическая кристаллическая решетка
• Твердое вещество, мягкий металл (режется ножом), белого цвета, блестящий, тепло - и электропроводен.
• Na – восстановитель → взаимодействует с веществами-окислителями

Неметаллы + кислоты

Вода + соли

Оксиды металлов (менее активные)

Задание : Запишите уравнения реакций, характеризующие свойства простого вещества натрия.

Рассмотрите уравнения с позиций окислительно-восстановительных процессов.

• Формула соединения.
• Вид связи.
• Характер соединения.
• Химические свойства соединения (схема)

Образец ответа: Оксид натрия

• Na 2 O
• Ионная связь
• Солеобразующий, основный оксид.
• Химические свойства:

Основный оксид + кислота → соль и вода

Основный оксид + кислотный оксид → соль

Основный оксид + Н 2 О → щелочь

(растворимый оксид)

Гидроксид натрия

• Ионная связь
• Основание, щелочь.
• Химические свойства:

Щёлочь + кислота = соль + вода

Щёлочь + соль = новое основание + новая соль

Щёлочь + оксид неметалла = соль + вода

Самостоятельная работа

Задание: Запишите уравнения реакций, характеризующие свойства оксида и гидроксида.

Уравнения рассмотрите с позиций окислительно-восстановительных процессов и ионного обмена.

Генетический ряд натрия

Металл → Основный оксид →

→ Основание (щелочь) → Соль

Na → Na 2 O → NaOH → NaCl ( Na 2 SO 4 , NaNO 3 , Na 3 PO 4 )

• упр. 1 (б), 3
• составьте уравнения реакций для генетического ряда Na .

Стрельцова Ирина Викторовна
Должность: преподаватель химии и биологии
Учебное заведение: КГБ ПОУ "Чугуевский колледж сельского хозяйства и сервиса"
Населённый пункт: с.Чугуевка
Наименование материала: методическая разработка
Тема: "План характеристики химического элемента по положению в ПСХЭ"
Дата публикации: 31.03.2018
Раздел: полное образование

План – алгоритм характеристики элемента по его положению в ПСХЭ Д. И.

Менделеева

Зная формулировка периодического закона и используя периодическую систему элементов Д. И.

Менделеева, можно дать характеристику любому химическому элементу и его соединениям. Такую

характеристику химического элемента удобно складывать по плану

1. Символ химического элемента и его название.

2. Относительная атомная масса (Ar)

3. Положение химического элемента в периодической системе элементов Д.И.

Менделеева:

порядковый номер;

номер периода (малый или большой)

номер группы (главная или побочная)

4.Строение атома химического элемента:

заряд ядра атома;

протонов;

число электронов;

число нейтронов;

Подсказка!

Число электронов = числу протонов = порядковому номеру;

Число нейтронов = атомная масса (Ar из таблицы Менделеева) – число протонов.

5. Вид элемента (s, p, d, f)

Подсказка!

s-элементы: это первые два элемента в 1-7 периодах;

p-элементы: последние шесть элементов1-6 периодов;

d-элементы: это элементы больших периодов (по 10 штук) между s- и p-элементами;

f-элементы: это элементы 6 и 7 периодов – лантаноиды и актиноиды, они вынесены вниз

таблицы.

6. Количество энергетических уровней

7 .Составляем электронную формулу атома

Подсказка!

Для написания электронной формулы используйте шкалу энергий:

Помните! На s – орбитали максимум может быть 2 электрона, на p – 6, на d – 10,

на f – 14 электронов.

Например,

8. Определяем высшую валентность.

9. Определяем максимальную и минимальную степень окисления

Подсказка!

Максимальная положительная степень окисления для химических элементов главных

подгрупп равен номеру группы. Минимальная степень окисления для неметаллов в

большинстве случаев равна разнице между номером группы и числом восемь.

10. Формулы соединений

1) Высший оксид (только для s, p) – указать кислотный или основной

Подсказка!

Общая формула высшего оксида дана под группой химических элементов (R

O, RO и т.д.)

Химический характер:

А) Кислотный - кислотный оксид плюс щелочь равно соль плюс вода

Б) Основной – основной оксид плюс кислота равно соль плюс вода

В) Амфотерный – (А + Б)

2) Гидрооксид (кислота или основание)

3) Летучее водородное соединение (только для s, p) для неметаллов

Подсказка!

Общая формула летучего водородного соединения дана под группой химических элементов

и т.д.) – только для элементов 4 -8 групп.

11.Окислитель или восстановитель

12. Металл или неметалл