Природничі науки : 8 клас "Хімія"

Тести.Основні класи неорганічних сполук.

1. Вкажіть формулу солі, яку використовують люди для приготування їжі:

а)NаCl; б)КCl; в) NаNО₃; г)НCl.

2. Розчин кислоти змінює забарвлення лакмусу на:

а) синій; б) не змінює; в) рожевий; г)безбарвний.

3.Укажіть ряд кислот, у якому наведено тільки оксигеновмісні кислоти:

а)нітритна, ортофосфатна, сульфітна;

б) бромідна, ортофосфатна, сульфідна;

в) флуоридна, хлоридна, бромідна;

г) йодидна, нітратна, сульфітна.

4.Позначте речовину, що взаємодіє з ферум(II) оксидом:

а)карбон (IV) оксид;

б) калій оксид;

в) метан;

г) свинець.

5.Укажіть назву елемента, що утворює основний оксид:

а)Нітроген;

б) Кальцій;

в) Бром;

г) Алюміній.

6.Серед наведених сполук укажіть оксид:

а) NaOH;

б) Na₂CO₃;

в) Na₂O;

г) HCl.

7.Як називаються солі сірководневої (сульфідної)кислоти :

а) сульфати;

б)сульфіди;

в)сульфіти;

г) гідрогенсульфіди.

8.Визначте і вкажіть речовину А у схемі реакції А + Н₂O → Н₂SO₄:

а) Н₂S;

б) SO₂;

в) SO₃;

г) Н₂SO₃.

9.Вкажіть хімічну формулу оксиду, який під час взаємодії з водою утворює луг:

а) К₂0;

б) Fe₂0₃;

в) Сг₂0₃;

г) FeO;

10.Вкажіть клас речовин, який утворюється під час взаємодії води з оксидами неметалів:

а) кислоти;

б) солі;

в) кислотні оксиди;

г) луги.

11.Укажіть пару солей, в якій обидві солі нерозчинні:

а) NaNO₃, BaСІ₂ ;

б) BaSO₄, AgCl ;

в) Na₂SiO₃, KCl;

г) NaOH, Ba(OH)_2.

12. Солі утворені:

а) йонами металічних елементів і кислотними залишками;

б) йонами металічних елементів і гідроксид-іонами;

в) йонами Гідрогену й кислотними залишками;

г) йонами Гідрогену і гідроксид-іонами.

13.01.21

Тема"Молярна маса. Розв'язування розрахункових задач. Обчислення за хімічною формулою маси даної кількості речовини і кількості речовини за відомою масою"

Опрацювати матеріал параграфа 25 с.133-137. Виписати та вивчити формулювання "Молярна маса" с.133. Опрацювати приклади розв'зків задач на с.133-135. Розвивати задачі номер 75-78 с.137.

Бажаю успіхів.

05.05.21

Тема уроку" Повторення. Ковалентний та йонний зв'язки ,їх утворення.

Розглянемо схему будови атома Гідрогену:

Для завершення зовнішнього (першого) рівня йому не вистачає одного електрона.

Ядро вільного атома Гідрогену оточене сферичною симетричною електронною хмарою. Якщо два атоми Гідрогену віддалені один від одного на значну відстань, то вони не взаємодіють між собою. У разі зближення атомів Гідрогену на достатню відстань між ядром одного атома й електронною оболонкою іншого атома виникає сила притягання.

Унаслідок зближення атомів на певну відстань (розглядаємо схему утворення молекули водню) між ядрами атомів відбувається перекривання електронних хмарин і два електрони різних атомів Гідрогену утворюють спільну електронну пару. Між ядрами утворюється підвищена щільність негативного заряду, що утримує ядра, урівноважуючи їх взаємне відштовхування. Обидва електрони, кожен з яких раніше належав різним атомам, утворюють пари. У результаті виникає зв’язок між атомами Гідрогену. Кожен атом перетворює зовнішній енергетичний рівень на завершений, як в атома Гелію. Записуємо електронну схему утворення молекули водню.

H·+·H→H(:)H

Зв’язок між атомами з допомогою утворення спільної електронної пари називається ковалентним зв’язком.

Хімічний зв’язок між атомами характеризується суворо визначеною відстанню між ядрами, за якого притягання між атомами є максимальним. Ця відстань називається довжиною зв’язку. Характеристикою хімічного зв’язку також є енергія зв’язку і кут зв’язку. Ковалентний зв’язок виникає не лише між однаковими атомами, але й між атомами різних хімічних елементів, наприклад у гідроген хлориді:

H·+·СІ→H(:)СІ

Розрізняють два різновиди ковалентного зв’язку — неполярний і полярний. У молекулі водню ковалентний зв’язок утворений спільною електронною парою між двома однаковими атомами Гідрогену.

Спільна електронна пара розташовується симетрично щодо двох ядер, тому що вони мають однакову здатність притягувати електрони, тобто певне значення електронегативності. Такий зв’язок називається неполярним ковалентним зв’язком. Він утворюється між атомами елементів з однаковою електронегативністю. Наприклад: H2, Cl2, F2, О2.

Розглядаємо будову молекули N2.

Якщо електронегативність атомів різна, то спільна електронна пара зміщується до ядра атома з більшою електронегативністю. Такий зв’язок називається ковалентним полярним зв’язком. Наприклад: H−F, H−Cl, NH3.

Робота з термінами:

Ковалентний неполярний зв’язок – це зв’язок за допомогою спільних електронних пар, які рівновіддалені від ядер обох атомів.

Ковалентний полярний зв’язок – це зв’язок за допомогою спільних електронних пар, які зміщені в бік атома з більшою електронегативністю.

Завдання:

1. Зобразіть утворення ковалентного зв’язку у формулах: азоту, фтору, брому.

2. Опишіть механізм утворення ковалентного зв’язку у молекулах амоніаку та метану.

3. Зобразіть утворення зв’язку у молекулах вуглекислого та чадного газів. Порівняйте їх.

4. Опишіть механізм утворення молекули сірководню та гідроген броміду.

Письмово виконати завдання:

Мозковий штурм:

1. На які види поділяється ковалентний зв’язок?

2. Як можна визначити, полярним чи неполярним ковалентним зв’язком утворена молекула певної речовини?

3. За яким принципом утворюється ковалентний зв’язок?

4. Серед наведених молекул укажіть молекули, утворені ковалентним полярним зв’язком: HBr, N2, N2O5, O2, H2O, H2S.

5. Складіть схему утворення вищеназваних

Повторити матеріал параграфа 19 с.107.

06.05.21

Тема уроку " Повторення. Генетичні зв'язки між основними класами неорганічних ".

У перекладі з грецької генетичний означає — такий, що стосується похо-дження, вивчає розвиток чого-небудь.

Розглядаючи хімічні властивості сполук різних класів, можна простежити, як вони пов’язані за походженням, тобто скласти генетичні ряди, в яких простежується споріднений зв’язок між класами неорганічних сполук.

Генетичний зв’язок — це зв’язок між речовинами різ¬них класів, що ґрунтується на взаємоперетворенні речо¬вин і показує походження одних речовин від інших.

Знання генетичних зв’язків пояснює різноманітність класів неорганічних сполук і речовин у природі, відкриває перед уче¬ними перспективи створення нових речовин.

Вчитель:

Було давно помічено, що речовини, які беруть свій початок від простих речовин — металів, суттєво відрізняються за влас¬тивостями від речовин, що беруть початок від неметалів. Тому розрізняють два генетичних ряди: генетичний ряд металів та генетичний ряд неметалів.

Генетичний ряд металів. Генетичний ряд металів має такий

вигляд:

метал —> основний оксид —>основа (луг) —> сіль.

Метал, що започатковує генетичний ряд, наявний в усіх його складних речовинах, наприклад:

1 2 3

Ca —> CaO —>Са(ОН)2 —>СаС12

1) 2Са + 02 = 2СаО;

2) СаО + Н20 = Са(ОН)2;

3) Са(ОН)2 + 2НС1 = СаС12 + 2Н20.

Звернути увагу учнів.

Правило генетичних зв’язків:

1. Кількість стрілочок у схемі відповідає кількості рівнянь хі¬мічних реакцій, які необхідно скласти.

2. Сполуки, записані перед стрілочкою, обов’язково мають вступити в хімічну реакцію.

3. Сполуки, записані пір ля стрілочки, мають утворитися внаслі¬док реакції.

Проте, як вам відомо, нерозчинну основу не можна добути з оксиду, піддавши його взаємодії з водою. Тому генетичний зв’язок ускладнюється на одну ланку:

метал —> основний оксид —>сіль —> основа —> інша сіль.

Для заліза та сполук Феруму він має вигляд:

1 2 3 4

Fe —> FeO—> FeS04 —> Fe(OH)2 —> FeCl2

1) 2Fe+O2=2FeO

2) FeO + H2SO4=FeSO4+H2O

3) FeSO4+2NaOH =Fe(OH)2 +Na2SO4

4) Fe(OH)2+2HCl= FeCl2+2H2O

1. Генетичний ряд неметалів. Генетичний ряд неметалів вибу¬довується за тим самим принципом, що й металів, лише гідрат оксиду в ньому не основа, а кислота:

неметал —> кислотний оксид —> кислота —> сіль.

Розглянемо генетичний ряд неметалів на прикладі сірки:

1 2 3

S —> S02 —> Н2S03 —> К2S03

1) S + 02 = S02;

2) Н20 + S02 = Н2S03;

3) 2КОН + Н2S0З = К2S03 + 2Н20.

2. Генетичний ряд неметалів, у якому основою виступає нерозчинна кислота. Цей ряд можна представити за допомогою таких перетворень:

неметал —> кислотний оксид —сіль —> кислота —> кислотний оксид —> неметал.

Наприклад, генетичний ряд Сіліцію:

1 2 3 4 5

Si —> SіO2 —> Na2SiО3 —> Н2 SіО3 —> SiO2 —> Si.

1) Si + O2 = SіO2

2) SіO2 + 2NaОH = Na2SiО3 + Н2 О

3) Na2SiО3 + 2НCl = 2NaCl + Н2SiО3

4) Н2SiО3 = SiО2 + Н2 О

5) SiО2 = Si + О2

Домашнє завдання: повторити матеріал параграфа 43 с.222.

Письмово виконати номери 168, 171.

2022-2023 навчальний рік

02.09

Тема уроку " Повторення. Найважливіші хімічні поняття"

Хімічні елементи утворюють як прості, так і складні речовини.

• Пригадайте, які речовини називають простими (складними) і наведіть по два приклади.

• Із наведеного переліку Н20, Сl2, Al, S, СаО, С02 випишіть окремо формули простих і складних речовин, зазначте їх назви.

Атоми хімічних елементів мають певну масу. Вона надзвичайно мала, тому на практиці використовують замість абсолютної відносну атомну масу (Аr). Ця величина показує, у скільки разів маса атома даного елемента більше 1/12 маси атома Карбону, прийнятого в науці за еталон: Ar(хім.елемент)=m(атома),кг/m(еталона),кг

Як відношення однотипних величин відносна атомна маса — безрозмірна величина, її виражають абстрактним числом.

• Знайдіть в періодичній системі хімічні елементи Оксиген, Барій, Фосфор, Цинк, запиши їх символи й величину відносної атомної маси

За хімічною формулою речовини можна обчислити відносну молекулярну (або формульну) масу (Мr). Вона дорівнює сумі відносних атомних мас хімічних елементів, що входять до складу цієї речовини, і є безрозмірною величиною.

За хімічною формулою можна обчислити й масову частку хімічного елемента в речовині. Масова частка також безрозмірна величина. Вона дорівнює відношенню маси хімічного елемента до загальної маси речовини. Знаючи масову частку, можна визначити масу хімічного елемента в будь-якій масі речовини.

Приклад 1. Обчисли масову частку Силіцію в кремнеземі Si02.

Дано: SiO2

W(Si) — ?

Розв'язування: Mr(Si02) = 28 + 16 • 2 = 60;

W(Si) = 28/60 = 0,47, або 47%.

Відповідь. W(Si) = 47 %.

Приклад 2. Яку масу фосфору можна дістати з фосфор (V) оксиду масою 10 т, якщо масова частка Фосфору в ньому 0,44.

Дано:

m(Р205) = 10 т

W(P) = 0,44

m(Р) — ?

Розв'язування:

1 т Р205 містить

1 т • 0,44 = 0,44 т Р;

10 т Р205 містить

0,44 • 10 = 4,4 т Р.

Відповідь. m(Р) = 4,4 т.

Хімічні властивості речовин виявляються під час перебігу хімічних реакцій.

Хімічні реакції, що відбуваються між речовинами, виражають за допомогою хімічних рівнянь. Вони складаються на підставі закону збереження маси речовин, суть якого полягає в тім, що маса речовин, які вступили в реакцію, дорівнює масі речовин, які утворилися внаслідок реакції.

• Напишіть рівняння хімічних реакцій за поданими схемами:

Н20 → Н2↑ + 02↑

КМn04 → К2Мn04 + Мn02 + 02↑

Мg + 02 → МgО

Fe + 02 → Fe304

Аl + Сl2 → АlСl3

Р + 02 → Р205

• До якого типу хімічних реакцій належать дані приклади? Які ще типи хімічних реакцій ви знаєте і за якими ознаками їх розрізняють?

Домашнє завдання

Повторити основні хімічні поняття

Письмово виконати тестові завдання

. 1 .Досліди можна виконувати:

А) які узгоджені з вчителем;

Б) які заманеться;

В) зливати всі реактиви підряд.

2. Надлишок реактиву потрібно:

А) зливати ( зсипати) назад в посудину, де зберігався реактив;

Б) зливати ( зсипати) у спеціальні склянки;

В) виливати (висипати) на вулицю.

3. Етикетка на посудині з речовиною має бути:

А) спрямованою в бік долоні;

Б) спрямованою в зворотній бік від долоні.

4. Що потрібно зробити відразу після насипання (наливання)

реактиву з посудини:

А) відставити в бік;

Б) закрити корком і поставити на місце;

В) віддати сусіду по парті.

5. Під час нагрівання розчинів у пробірці потрібно користуватись:

А) полотенцем;

Б) дерев’яним тримачем.

6. Пробірку потрібно спрямовувати:

А) на сусіда;

Б) у бік від себе і від інших працюючих;

В) у свій бік.

7. Нагрівання пробірки необхідно здійснювати:

А) лише в одному місці;

Б) рівномірно прогрівати всю пробірку.

8. Виберіть правильні твердження:

А) розчину потрібно брати не більше 1/6 її об»єму ;

Б) сухої речовини потрібно брати 2/3 пробірки;

В) пробка на лабораторний стіл ложиться боком;

Г) в пробірку можна заглядати;

Д) не нахилятись над посудиною, в яку наливається будь-яка

рідина.

9. В кабінеті хімії не можна:

А) пробувати речовини на смак;

Б) класти свої сніданки на лабораторні столи;

В) ложити на лабораторний стіл підручник з української мови;

Г) виконувати лабораторні роботи.

10. Якщо розчин лугу чи кислоти потрапив на шкіру, то необхідно:

А) негайно витерти тільки рушничком;

Б) негайно змити його великою кількістю води до зникнення

відчуття милкості.

11. Гарячі предмети можна ставити на:

А) керамічну плитку;

Б) лабораторний стіл.

12. Що потрібно зробити після закінчення роботи:

А) прибрати своє робоче місце, відключити воду, вимкнути

електронагрівні прилади, ретельно вимити руки з милом;

Б) прибрати своє робоче місце, відключити воду, вимкнути

електронагрівні прилад

07.09.22

Тема уроку " Повторення."

Тести.

1. Виберіть правильні твердження:

1) Кисень – безбарвний газ.

2) На повітрі всі речовини горять краще, ніж у кисні.

3) Кисень важчий за повітря.

4) Молекула кисню складається з 2 атомів Оксигену.

а) 1, 2, 3

б) 1, 2, 4

в) 2, 3, 4

г) 1, 3, 4

2. Оксидами є сполуки:

1) NO

2) NaOH

3) CaH2

4) Al2O3

а) 1, 2

б) 2, 3

в) 3, 4

г) 1, 4

3. Реакціями сполучення є:

1) C+O2=CO2

2) 2HgO=2Hg+O2

3) Fe+S=FeS

4) 2NH3=N2+3H2

а) 1, 2

б) 2, 3

в) 1, 3

г) 3, 4

4. Реакціями розкладу є:

1) S+O2=SO2

2) 2Ag2O=4Ag+O2

3) 2K+S=K2S

4) 2NO=N2+O2

а) 2, 4

б) 2, 3

в) 1, 2

г) 1, 4

5. Згідно з рівнянням реакції 3Fe+2O2=Fe3O4 атоми Феруму й Оксигену вступають в реакцію у відношенні:

а) 3:4

б) 3:2

в) 1:3

г) 2:1

6. Рівняння реакції буде правильним, якщо коефіцієнт перед формулою кисню дорівнюватиме 4FeS2+__O2=2Fe2O3+8SO2:

а) 6

б) 7

в) 10

г) 11

Завдання.

1. Перетворіть наведені схеми на рівняння реакцій та вкажіть, які з них відносять до реакцій розкладу бо сполучення:

а) C+O2=

б) H2+O2=

в) CaO+H2O=

г) H2O2=

д) K2O+H2O=

е) SO3+H2O=

2. Перетворіть наведені схеми на рівняння реакцій:

а) H2S+O2 =

б) C2H4+O2=

в) ZnS+O2=

3. Напишіть рівняння реакцій за допомогою яких можна здійснити такі перетворення:

а) LiLi2OLiOH

б) Вуглецькарбон(IV)оксидкарбонатна кислота

Заповніть пропуски в тексті:

1. За звичайних умов, кисень – газ без ________, _________ та __________.

2. Для добування кисню в лабораторії використовують ________ ________.

3. Реакції __________ - це реакції у яких з однієї складної речовини утворюється __________ інших речовин.

4. Під час взаємодії простих речовин з киснем утворюється __________.

5. Реакції сполучення – це реакції, у яких із _________ простих або складних речовин утворюється _________ _________ речовина.

6. Кислотні оксиди, реагуючи з водою, утворюють _________.

7. Якщо основний оксид реагує з водою, то утворюється _________.

Виконайте запропоновані завдання в зошиті

09.09.22

Тема уроку " Повторення.. Відносна молекулярна маса , її обчислення за хімічною формулою"

Знайдемо його відносну молекулярну масу О2

Мr(О2)= 16*2 = 32.

Обчислимо відносну молекулярну масу води:

Мr( Н2О)= 1 *2+ 16= 18.

Обчислимо відносну молекулярну масу речовини:

Мr(NН4С1)= 14+1-4 + 35,5 = 53,5.

Домашнє завдання

Завдання 1.визничити відносну молекулярну масу кухонної солі , крейди

NаСl — кухонна сіль, натрій хлорид.

Смак цієї приправи є унікальним, його не має жодна інша речовина. У всіх народів сіль — символ гостинності. У тілі людини міститься більше 200 г цієї речовини, із яких 45 г розчинено в крові. Розсипати сіль за давнім повір’ям — до нещастя: на відомій фресці Леонардо да Вінчі «Тайна вечеря» в тра¬пезній монастиря Санта-Марія делле Грація в Мілані один з апостолів, Іуда Іскаріот, незграбним порухом руки перекидає сільницю.

Чистий NаСl може утворювати кристали різної форми.

CaCO3 – крейда, кальцій карбонат.

Одна з найпоширеніших на землі сполук. Мінерали на основі CaCO3 вкривають близько 40 млн. км2 земної поверхні. Крейда, мармур, вапняк, черепашник – усе це CaCO3 з незначними домішками. Вапняками мостять дороги, у цукровій промисловості використовують для очищення буряку. Жодне будівництво неможливе без застосування вапняку.

Крейда – це не тільки школярська крейда та зубний порошок. Її використовують у паперовій та гумовій промисловостях.

Завдання 2.

Обчислити суму відносних молекулярних мас речовин:

MgO

Al2O3

14.09.22

Тема уроку " Повторення. Масова частка елемента в складній речовині"

n * Ar (E)

W= __________________ 100%

Mr(сполуки)

де п — атомів елемента в молекулі; Ar — відносна атомна маса елементМr-— відносна молекулярна маса.

Задача 1. Обчислити масову частку Fe у його оксиді Fe2O3.

Розв’язання

Дано:

Fe2O3. w=nAr(Fe) / Mr(Fe2O3)

Mr(Fe2O3)=56 * 2 +16 *3 =112+48= 160

w(Fe) -? w(Fe) = 2*56 / 160 =112/160 =0,7 ~70%

Відповідь: w (Fe) =70 %.

Задача 2. Обчислити масові частки С та О2 у сполуці СO2.

Розв’язання

Дано: 2*16* 100%

СO2 Mr (CO2) = 44 – це 100% Х= __________________=72,7% (O).

Ar (O) = 16 – це х % 44

w(С) -?

w(О2) -?

1*12* 100%

Mr (CO2) = 44 – це 100% Х= __________________=27,3% (C)

Ar (C) = 12 – це х %

або

Ar (C) =100% - W (O) = 100%- 72,7%=27,3%

Відповідь. w (С) =27,3 %,w (О2) =72,7%.

Домашнє завдання

Визначити масову частку елементів у сполуках MgO та CaCO3

16.09.22

Тема уроку "Короткі історичні відомості про способи класифікації хімічних елементів"

1) Класифікація речовин А. Лавуазьє

Древні греки, зокрема відомий мислитель Арістотель, вважали, що усі речовини складаються у різних співвідношеннях з води, землі, вогню й повітря. Цією версією оперували й ранні алхіміки.

У 1789 році світ світ побачила праця «Елементарний курс хімії», де Лавуазьє перелічує близько 30 хімічних елементів. Звичайно, чимало з них насправді елементами не були, адже, скажімо, вода це складна речовина. З огляду на те, що тодішні вчені не оперували інструментами для розкладання таких сполук на прості, помилково вважалось, що вони і є елементарними, індивідуальними частинками («хімічними елементами»). Проте великою заслугою Лавуазьє був поділ усіх відомих йому речовин на метали і неметали. Цією першою науковою класифікацією ми користуємось і нині.

2) Тріади Й. Деберайнера

. Німецький хімік Йоганн Вольфганг Деберайнер – перший, кому вдалося встановити певні закономірності у властивостях хімічних елементів та їх сполук.

У 1817 р., проаналізувавши властивості й характерні ознаки відомих на той час хімічних елементів, він вказав на наявність певних сімейств, що містили по три елементи (звідси назва «тріада»).

До першої тріади входили Кальцій, Стронцій і Барій. Також вчений помітив, що у тріаді відносна атомна маса проміжного елемента дорівнювала середньому арифметичному значенню першого і третього.

Закон тріад Деберайнера підготував основу для систематизації елементів, що згодом завершилось створенням Періодичного закону.

3) Спіраль де Шанкуртуа

Французький хімік та геолог Александр Еміль Бегуйє де Шанкуртуа в 1862 році запропонував систематизацію хімічних елементів, в основі якої лежала закономірність зміни відносних атомних мас – «земна спіраль» (vis tellurique) або «циліндр Бегуйє».

Вчений наніс на бічну поверхню циліндра, розмічену на 16 рівних частин, лінію під кутом 45°, на яку помістив символи хімічних елементів (кожна точка відповідала тому чи іншому значенню відносної атомної маси). Таким чином, елементи, атомні маси яких відрізнялись на 16 або число кратне 16, розташовувались на одній вертикальній лінії. Дана систематизація де Шанкуртуа була важливим кроком вперед, але залишилась практично непоміченою аж до відкриття періодичного закону Дмитром Менделеєвим.

4) Октави Дж. Ньюлендса

У 1864 р. англійський хімік Джон Александр Ньюлендс вперше розташував відомі на той час хімічні елементи за збільшенням їх атомних мас. Він помітив, що у такому ряду періодично відстежуються хімічно схожі елементи. Пронумерувавши елементи в цьому ряду і порівнявши номери з властивостями, він дійшов висновку, що кожен восьмий елемент є подібний за властивостями до першого. Аналогічно у музиці восьма нота в октаві є подібною до першої. Саме тому це відкриття Ньюлендс назвав «законом октав»: номери подібних елементів відрізняються на 7 або число кратне 7.

До Ре Мі Фа Соль Ля Сі

Н Li Be B C N O

F Na Mg Al Si P S

Cl K Ca Ti Cr Mn Fe

Co/Ni Cu V Zn In As Se

Однак дане правило справедливе тільки для двох октав. Третя і наступні містять елементи, що порушують закономірність. Наприклад, дуже різні між собою Магній та Ванадій.

5) Таблиця Лотара Майєра

У 1864 р. свою таблицю опублікував німецький хімік Юліус Лотар Майєр. Для систематики і класифікації окрім відносних атомних мас він оперував і валентностями елементів. Для побудови таблиці він використав 43 елементи з 63 відкритих на той час, які він розташував у 6-ти колонках.

Наряду з Д.І. Менделеєвим, Майєр вважається творцем періодичної системи. Але на відміну від першого, він навіть не підозрював, що для деяких елементів атомні маси встановлені не вірно, що вносило певні помилки у його відкриття і не давало загальної картини щодо класифікації хімічних елементів.

Домашнє завдання опрацювати матеріал параграфа 1 с.6-11

Письмово виконати завдання 1 с.12

21.09.22

Тема уроку "Періодичний закон"

. В основу класифікації Д. І. Менделєєв поклав значення відносної атомної маси. Виявити залежність властивостей від відносної атомної маси було важко з двох

причин:

- не всі елементи було відкрито (63 елемента проти 118 на сучасному етапі)

- відносні атомні маси у деяких елементів було визначено неточно.

2. Оформлення карток з інформацією про хімічні елементи.

На кожний елемент із 63 відомих Д.І. Менделєєв склав картку, де зазначив символ хімічного елемента, відносну атомну масу, формулу вищого оксиду, валентність у вищому оксиді, формулу леткої сполуки з Гідрогеном.

3. Потім вчений розставив елементи в порядку зростання відносних атомних мас, пронумеровав їх, а наданий номер назвав порядковим номером.

В цьому ряду побачив закономірні зміни властивостей елементів.

-Знайдіть, де стоять елементи із відомих вам родин.

- лужні метали стоять не поряд, а через кілька елементів, так саме розташовані галогени та інертні гази.

4. Д.І. Менделєєв поділив ряд на відрізки і розмістив їх один під одним. При цьому елементи з подібними властивостями опинилися один під одним. Отримався прообраз сучасної періодичної системи.

Зміна хімічних властивостей елементів від Li до F

Зміна хімічних властивостей елементів від Na до Cl

а) металічні властивості спадають, неметалічні – зростають;

б) валентність в сполуках з Оксигеном зростає;

в) характер вищих оксидів та відповідних їм гідратів оксидів змінюється від основного через амфотерні до кислотних;

г) валентність в летких сполуках з Гідрогеном спадає.

5 . Виявлені закономірності Д.І. Менделєєв сформулював у вигляді періодичного закону (1869р.)

Властивості елементів і властивості утворених ними простих і складних сполук перебувають у періодичній залежності від величини атомних мас.

На основі цього закону і побудована періодична система хімічних елементів.

Періодична система хімічних елементів — графічне зображення періодичного закону.

Домашнє завдання опрацювати матеріал параграфа 2 с.12-17

Скласти міні- вікторину до тексту параграфа 2

23.09.22

Тема уроку"Періодична система хімічних елементів"

Періодична система хімічних елементів— класифікація хімічних елементів, розроблена на основі періодичного закону, або графічне зображення періодичного закону.

Структурними компонентами періодичної системи є періоди і групи.

Елементи, розташовані в періодичній системі утворюють 7 періодів.

Період — сукупність елементів, що починається лужним металом та закінчується благородним газом (особливий випадок — перший період, що складається з двох газоподібних елементів — Н та Не). У 2-у і 3-у періодах — по 8 елементів, у 4-у і 5-у — по 18, у 6-у 32.

Періоди

Малі, мають 1 ряд хімічних елементів, яких не більше 8 Великі, мають більше ніж 8 елементів, складаються з 2-х рядів, VII період незакінчений

Теорія про будову атома пояснює чому Д.І.Менделєєв розмістив елементи в 7 періодів. Тому, що номер періоду відповідає числу енергетичних рівнів атомів, що заповнюються електронами. Тому s-елементи містяться в усіх періодах. Р-елементи починаються з ІІ періоду, d-елементи – з 4 періоду і f-елементи містяться в 6-му і 7-му періодах

Група – це вертикальний стовпчик елементів з подібними хімічними властивостями.

Головна підгрупа, містить елементи малих і великих періодів (довші стовпчики) Побічна підгрупа, містить елементи тільки великих періодів (коротші стовпчики)

Елементи з порядковими номерами 58-71 та 90-103, особливо схожі за властивостями, утворюють два сімейства — лантаноїдів та актиноїдів.

Домашнє завдання опрацювати матеріал параграфа 3 с.17-21

Письмово виконати завдання 15 ,26 с.21

28.09.22

Тема уроку " Склад атомів"

За сучасною теорією атом – це електронейтральна система, що складається з позитивно зарядженого ядра та негативно зарядженої електронної оболонки.

Число позитивних зарядів ядра кожного атома і число електронів, які обертаються навколо ядра, дорівнює порядковому номеру елемента.

Таку модель атома запропонував в 1911р Е.Резерфорд, має назву ядерна модель будови атома.

Ядро – це центральна позитивно заряджена частина атома, в якій зосереджена його маса. В ядрі містяться елементарні частинки – протони та нейтрони.

Протон – це частинка з масою 1 а.о.м. і позитивним зарядом. Верхній індекс маса, нижній заряд – це кількісні характеристики протона.

Нейтрон – це електронейтральна частинка з масою 1аом. і зарядом 0.

Електрон – це частинка з масою – 0 і зарядом -1.

Протони і нейтрони разом розглядаються як два різних стани ядерної частинки нуклона.

Дізнатись про кількість протонів, нейтронів, нуклонів і електронів в атомі можливо за допомогою ПСХЕ: - кількість р = № елемента і називається протонним числом, протонне число позначається зліва внизу (нижній індекс);

- кількість n + р = Ar, і називається нуклонним числом (верхній індекс).

Нуклонне число 23 Відносна атомна маса (Аr)

Протонне число 11 Порядковий номер (Z )

Домашнє завдання опрацювати матеріал параграфа 4 с.22-26

Вивчити формули з тексту параграфа 4

Письмово виконати завдання 26-28

30.99.22

Тема уроку " Сучасна модель атома"

Сучасна теорія будови атома

Згідно з сучасними уявленнями ядра хімічних елементів складаються з позитивно заряджених частинок – протонів (p), і нейтральних – нейтронів (n), які разом називаються нуклони.

Заряд ядра (Z) визначається кількістю протонів (р) і рівний порядковому номеру елемента у Періодичній системі. Для забезпечення електронейтральності атома, навколо ядра рухаються негативно заряджені частинки –електрони (), кількість яких дорівнює кількості протонів. Отже, Z = p = .

Оскільки маса атома (А – масове число) зосереджена в ядрі, то А = p + n. Знаючи атомну масу елемента і його порядковий номер у Періодичній системі, використовуючи наведені відношення, можна вирахувати кількість електронів, протонів і нейтронів в атомі будь-якого елемента.

На сьогодні встановлено, що середній діаметр атомів елементів становить біля 10-10 м, а середній діаметр ядра – 10-15 м, тобто ядро менше від “свого” атома у 100 000 разів

Домашнє завдання опрацювати матеріал параграфа 5 с.28-33

Письмово виконати завдання 31, 33 с.34

05.10.22

Тема уроку " Електронна будова атомів"

При складанні електронної формули атома будь-якого елемента корисно пам’ятати декілька очевидних закономірностей:

1. Загальна кількість електронів в атомі дорівнює порядковому номеру елемента.

2. Загальна кількість енергетичних рівнів відповідає номеру періоду, в якому розміщується елемент.

3. Енергетичні рівні розщеплюються на енергетичні підрівні (S, P, d, f). Кількість енергетичних підрівнів на даному рівні співпадає з номером цього рівня.

4. Енергетичні підрівні складаються з орбіталей.

Одна орбіталь s-підрівня:

Три орбіталі p-підрівня:

П’ять орбіталей d-підрівня

Сім орбіталей f-підрівня:

Заповнення електронами енергетичних рівнів атомів елементів

малих періодів.

1. Електрони заповнюють енергетичні рівні в порядку послаблення притягання їх до ядра і зростанням їх енергії.

Першим заповнюється перший енергетичний рівень, потім другий, і тільки після остаточного заповнення другого енергетичного рівня

розпочинається заповнення третього рівня.

2.У межах одного енергетичного рівня першим заповнюється s-підрівень, другим – p-підрівень.

3. На одній орбіталі не буває більше двох електронів.

4. Електрони заповнюють орбіталі спочатку по одному, а якщо електронів більше за число орбіталей, то по два.

Заповнення електронами енергетичних рівнів атомів елементів

великих періодів.

1. Заповнення електронами енергетичних рівнів у елементів великих періодів відбувається також в порядку зростання енергії електронів.

- Наприклад, у елементів 4 періоду спочатку заповнюється

4S-підрівень (К та Са), а потім 3d – підрівень.

Причина такої послідовності полягає у тому, що, підрівень 4s характеризується більш низькою енергією, ніж підрівень 3d. Тому такий стан зовнішніх електронів Калія і Кальція більш стійкий.

Домашнє завдання опрацювати матеріал параграфа 6 с.35-40

Письмово виконати завдання 40, 41 с.41

07.10.22

Тема уроку " Радіуси атомів"

Вам уже відомо, що в періодах у міру зростання заряду ядра атомів елементів послідовно змінюється структура зовнішнього енергетичного рівня (кількість валентних електронів).

Саме з цим пов'язана зміна властивостей елементів, тобто тих ознак, які становлять їх відмінну особливість.

Такими ознаками можуть бути радіус атома, електронегативність, металічний або неметалічний характер елемента та його сполук тощо.

Атом у нашій уяві є мікроскопічною кулькою із певним радіусом.

Атоми елементів одного періоду мають однакову кількість енергетичних рівнів, але різні радіуси.

Заряди ядер атомів елементів у періоді зростають.

Чим більший заряд ядра, тим ближче до нього перебувають електрони й тим радіус атома менший

. Таку залежність пояснює закон фізики, згідно з яким частинка з більшим зарядом сильніше притя¬гує (або відштовхує) іншу.

Тепер порівняємо атоми елементів однієї групи (підгрупи). У них зі збільшенням порядкового номера зростає кількість енергетичних рівнів, на яких розміщені електрони. Це приводить до збільшення розмірів атомів.

Чим більше енергетичних рівнів має атом тим його радіус більший.

Радіуси атомів залежать від зарядів ядер і кількості енергетичних рівнів, на яких розміщені електрони.

Зверніть увагу на заряди ядер атомів Літію, Натрію і Калію. Вони різко зростають: +3 (Li), +11 (Nа), +19 (К).

Це має посилити притягання електронів до ядра і спричинити зменшення радіусів атомів. Але в Літію два енергетичні рівні, у Натрію- три, а в Калію- чотири.

Тому визначальним чинником, який впливає на радіуси атомів еле¬ментів однієї групи (підгрупи), є кількість енерге¬тичних рівнів.

Запам’ятати!!!!

У періодах із зростанням зарядів ядер атомів елементів притягання ядром електронної оболонки посилюється — відбувається своєрідне «стискання» їх, і радіус атомів і йонів зменшується.

Наприклад, у разі переходу від Літію до Неону заряд ядра поступово збільшується (від +3 до +10), що зумовлює зростання сил притягання електронів до ядра.

Розміри атомів при цьому зменшуються. Тому на початку періодів розміщуються елементи, в яких невелике число валентних електронів (на зовнішньому енергетичному рівні) і великий радіус атома.

А в групах навпаки: зі збільшенням кількості енергетичних рівнів радіус атома збільшується.

У періодах із зростанням протонного числа радіус атомів елементів зменшується, а в групах (головних підгрупах) — збільшується. Із збільшенням заряду ядра у періоді радіус атома зменшується.

Зрозуміло, чим більший радіус атома, тим далі від ядра перебувають валентні електрони і тим слабкіше вони зв'язані з ядром, отже, легше від нього відриваються. Така структура атома характерна для елементів-металів.

Домашнє завдання опрацювати матеріал параграфа 7 с.41-43

Вивчити правила с 42 ( виділено рожевим кольором)

Письмово виконати завдання 43 , 45 с. 43

14.10.22

Тема уроку " Періодичний закон і електронна будова атомів"

Фізична суть періодичного закону

1. Що в будові атома змінюється періодично?

• заряд ядра – постійно зростає від 1 до 118;

• загальна кількість електронів - постійно зростає від 1 до 118;

• кількість енергетичних рівнів – зростає від 1 до7

• кількість електронів на зовнішньому рівні змінюється періодично від 1 до8 (за винятком 1 періода)

2. За кількістю зовнішніх електронів можна передбачити хімічний характер елемента

• якщо електронів мало, від 1 до 3, то елемент виявляє металічні властивості.

• якщо електронів від 4 до 8, то елемент виявляє неметалічні властивості.

• Періодичність зміни електронної будови атомів елементів спричиняє періодичність зміни їх властивостей

Класифікація елементів за електронною будовою

1. В залежності від того, який підрівень заповнюється електронами, елементи поділяються на родини.

s - елементи Елементи, в яких заповнюється s-підрівень зовнішнього рівня Це перші два елементи кожного періода

(Елементи ІА - ІІ А груп, Не)

р - елементи Елементи, в яких заповнюється р-підрівень зовнішнього рівня Це останні 6 елементів періода

(Елементи ІІІА - VІІІ А груп)

d - елементи Елементи, в яких заповнюється d-підрівень передостаннього рівня Це елементи побічних підгруп

f - елементи Елементи, в яких заповнюється f-підрівень третього ззовні рівня Це лантаноїди та актиноїдів

Зміна радіусів атомів елементів у періодах і підгрупах

1. Радіус атома — величина, що визначається розмірами електронної оболонки атома і дорівнює середній відстані між ядром атома та найвіддаленішою орбітальною електронною оболонкою атома.

2. Радіуси атомів елементів у періоді зменшуються зліва направо

Зліва направо зростає заряд ядра і кількість електронів на зовнішньому рівні.

Електрони сильніше притягуються до ядра, радіус атома зменшується.

3. Радіуси атомів елементів у підгрупах зростають зверху донизу.

Li ))

2е1е

Na )))

2е 8е 1е

К ))))

2е 8е 8е 1е

В головних підгрупах зверху донизу зростає кількість енергетичних рівнів , на яких розміщені електрони.

Чим більше енергетичних рівнів має атом, тим більше його радіус.

Зверху донизу зростають заряди ядер, але зростаючі позитивні заряди екрануються (ніби нейтралізуються) негативними зарядами внутрішніх електронів. Тому визначальним чинником, який впливає на радіуси атомів елементів є кількість енергетичних рівнів, на яких перебувають електрони.

Радіус атома зменшується

Зміна металічних і неметалічних властивостей елементів

1. У періодах, із збільшенням порядкового номера елементів, металічні властивості спадають, а неметалічні властивості зростають.

Це пояснюється тим, що із зростанням заряду ядра, зростає електронегативність (здатність атома притягувати до себе електрони від інших атомів), зменшується радіус атома. в результаті притягання валентних електронів зростає.

Чим сильніше притягуються електрони, тим сильніші неметалічні властивості елементів .Чим слабше притягуються електрони, тим сильніші металічні властивості елементів

2.У головних підгрупах, із збільшенням порядкового номера елемента, металічні властивості зростають, а неметалічні спадають. Це пояснюється тим, що в підгрупах зростає кількість енергетичних рівнів, тому радіус атома зростає, електронегативність спадає, притягання зовнішніх електронів послаблюється, що призводить до підвищення металічних властивостей.

Домашнє завдання опрацювати матеріал параграфа 8 с.44-48

Письмово виконати завдання 46, 51 с.48

19.10.22

Тема уроку " Характеристика хімічного елемента"

План характеристики елемента за його положенням у періодичній системі та будовою атома.

І. Назва елемента, його символ, відносна атомна маса.

ІІ. Положення у Періодичній системі:

Порядковий номер;

Номер періоду, малий чи великий період;

Номер групи, підгрупа.

ІІІ. Будова атома:

1.Заряд ядра та його склад(кількість протонів і нейтронів).

2. Кількість електронів.

3. Кількість електронних шарів (енергетичних рівнів ).

4. Кількість електронів на зовнішньому рівні, завершений шар чи незавершений.

5. Схема будови атома, електронна формула(конфігурація) ,

графічна електронна формула.

Кількість спарених і неспарених електронів.

Можливі валентності.

ІV. Характер хімічного елемента:

s-, p-, d- чи f-елемент;

Металічний чи неметалічний елемент

V. Назва та формула простої речовини.

VІ. Характер сполук хімічного елемента

Вищий оксид:

формула;

валентність елемента в ньому;

місце у класифікації (характер);

Гідрат вищого оксиду :

формула:

валентність елемента в ньому;

місце у класифікації (характер);

Летка сполука з Гідрогеном

VІІ. Порівняння металічних або неметалічних властивостей із властивостями елементів, що стоять поряд у періоді та групі.

Порівняти елементи, вказати які властивості сильніше виражені – металічні чи неметалічні, пояснити причину.

Характеристика Кальцію за його положенням у ПС

І. Назва елемента, його символ, відносна атомна маса.

Кальцій - Са , Ar = 40

ІІ. Положення у Періодичній системі:

Порядковий номер 20

Са знаходиться у ІV великому періоді, ІІ групі, головній підгрупі

ІІІ. Будова атома (_20^40)Са:

1.Заряд ядра +20

кількість протонів 20, нейтронів 20

2. Кількість електронів 20.

3. Кількість електронних шарів (енергетичних рівнів ) 4.

4. Кількість електронів на зовнішньому рівні 2, шар незавершений.

5. Схема будови атома, електронна формула (конфігурація) , графічна електронна формула. Кількість спарених і неспарених електронів. Можливі валентності.

20Са ) ) ) ) +20Са 1s22s22p63s23p64s2

20 електронів, всі спарені. Валентність ІІ

ІV. Характер хімічного елемента:

s-елемент; металічний елемент

V. Назва та формула простої речовини.

Кальцій Са - лужноземельний метал

VІ. Характер сполук хімічного елемента

Вищий оксид: СаО кальцій оксид виявляє основні властивості

Гідрат вищого оксиду : Са(ОН)2 кальцій гідроксид, луг

Летка сполука з Гідрогеном не утворюється

VІІ. Порівняння металічних властивостей із властивостями елементів, що стоять поряд у періоді та групі.

Са проявляє металічні властивості слабше за К, але сильніше за Sс, оскільки заряд ядра Са (+20) більший, ніж у К (+19) і менший, ніж у Sс (+21). Тому Са притягує валентні електрони сильніше, ніж К і слабше, ніж Sс.

Са проявляє металічні властивості слабше за Mg, але сильніше за Sr, оскільки радіус атома Са (4 енергетичні рівні) більший, ніж у Mg (2 енергетичні рівні) і менший, ніж у Sr (5 енергетичних рівнів). Тому Са притягує валентні електрони слабше за Mg,

Домашнє завдання опрацювати матеріал параграфа 9 с.49-53

Письмово виконати завдання 52(в, г) с.52

16.11.22

Тема уроку " Йони"

1. Загальна кількість електронів в атомі дорівнює порядковому номеру елемента.

2. Загальна кількість енергетичних рівнів відповідає номеру періоду, в якому розміщується елемент.

4. Енергетичні підрівні складаються з орбіталей.

Одна орбіталь s-підрівня:

Три орбіталі p-підрівня:

П’ять орбіталей d-підрівня

Сім орбіталей f-підрівня

Заповнення електронами енергетичних рівнів атомів елементів

малих періодів.

розпочинається заповнення третього рівня.

2.У межах одного енергетичного рівня першим заповнюється s-підрівень, другим – p-підрівень.

3. На одній орбіталі не буває більше двох електронів.

4. Електрони заповнюють орбіталі спочатку по одному, а якщо електронів більше за число орбіталей, то по два.

Заповнення електронами енергетичних рівнів атомів елементів

великих періодів.

- Наприклад, у елементів 4 періоду спочатку заповнюється

4S-підрівень (К та Са), а потім 3d – підрівень.

19К ) ) ) ) 19К 1S22S22P63S23Р64S1 або [Ar] 4S1

2е 8е 8е 1е

4S1

3S2 3P6 3d0 ↑

2S2 2P6 ↑↓ ↓↑ ↑↓ ↑↓

1S2 ↑↓ ↓↑ ↑↓ ↓↑

↓↑

20Са ) ) ) ) 20Са 1S22S22P63S23Р64S2 або [Ar] 4S2

2е 8е 8е 2е

4S2

3S2 3P5 3d0 ↑↓

2S2 2P6 ↑↓ ↓↑ ↑↓ ↑↓

1S2 ↑↓ ↓↑ ↑↓ ↓↑

↓↑

- У наступних елементів, це елементи побічних підгруп, заповнюється 3d – підрівень. Після його заповнення починається заповнення 4Р- підрівня.Електронна будова йонів

Атом - найдрібніша частинка хімічного елемента, що складається з ядра й електронів.

Йон – це заряджена частинка, в яку перетворюється атом, віддаючи або приймаючи електрони.

Атоми металів віддають валентні електрони і перетворюються на позитивно заряджені йони.

3Li ) ) 3Li 1S22S1 атом літію,

2е 1е

3Li+ ) 3Li 1S2 (або 1S22S0) йон літію

2е

12Mg ) ) ) 12Mg 1S22S22P63S2 атом магнію

2е 8е 2е

12Mg2+ ) ) 12Mg2+ 1S22S22P6 (або 1S22S22P63S0) йон магнію

2е 8е

Атоми неметалів приймають електрони і перетворюються на негативно заряджені йони.

9F ) ) 9F 1S22S22P5 атом флуору

2е 7е

9F- ) ) 9F - 1S22S22P6 йон флуору

2 е 8е

16S ) ) ) 16 S 1S22S22P63S2 3Р4 атом сульфуру

2е 8е 6е

16S2- ) ) ) 16 S2- 1S22S22P63S2 3Р6 йон сульфуру

2е 8е 8е

Йон – заряджена частинка, утворена внаслідок втрати атомом або приєднанням до нього одного чи кількох електронів.)

Під час утворення йонного зв’язку один з атомів віддає електрон, перетворюючись на позитивно заряджений йон — катіон, а інший приймає електрон, перетворюючись на негативно заряджений йон — аніон.

Різниця між електронегативностями атомів, які утворюють йонний зв’язок, більша за 1,7.

Домашнє завдання опрацювати матеріал параграфа 13 с.67-72

Письмово виконати завдання 70, 71 с. 73

Хімія за 10.02

Розв'язування розрахункових задач

Уважно прочитайте текст параграфа 27 с. 150-155

Опрацюйте розв'язок задачі 1 с. 151

Розв'яжіть задачу : обчислити кількість речовини літій гідроксиду , що утворюється під час реакції 8 моль літій оксиду з достатньою кількістю води.

Ознайомтесь із правилами розв'язку задачі 2 с. 152-153. За зразком розв'яжіть задачу:

Розрахувати масу вуглекислого газу ,що пропагує із 140 г кальцій оксиду.Хімія за 10.02

Розв'язування розрахункових задач

Уважно прочитайте текст параграфа 27 с. 150-155

Опрацюйте розв'язок задачі 1 с. 151

Ознайомтесь із правилами розв'язку задачі 2 с. 152-153. За зразком розв'яжіть задачу:

Розрахувати масу вуглекислого газу ,що пропагує із 140 г кальцій оксиду.

Хімія за 03.02

Тема уроку "Хімічні властивості оксидів"

Уважно прочитайте текст параграфа 26 с.144-146 про хімічні властивості за участю основних оксидів.

Випишіть у зошит:

1)реакції з водою, запишіть у зошит рівняння реакції та ( червоний трикутник)

2) реакції з кислотами оксидами, запишіть та запам'ятайте рівняння реакцій.

Виконайте завдання ( червоний трикутник)

3 ) реакції з кислотами ,

Вивчіть визначення поняття " реакції обміну" с.146

Уважно розгляньте схему 7 с. 147 про хімічні властивості оксидів.

Письмово виконайте завдання 188, 189 с. 149

Хімія за 08.02

Тема уроку "Хімічні властивості оксидів".

Уважно прочитайте текст параграфа 26 с.146-149

Ознайомтесь із хімічними властивостями оксидів на прикладі кислотних оксидів с.146-147

Зверніть увагу на реакцію з водою, запишіть відповідне рівняння реакції , прочитайте його та дайте хімічні назви речовинам ,які беруть участь у реакції

Виконайте завдання на с.126 ( позначене червоним трикутником).

Ознайомтесь із іншими хімічними властивостями с. 147, запишіть рівняння реакцій , прочитайте їх та дайте хімічні назви речовинам .

Виконайте завдання на с.147 , позначене червоним трикутником

Уважно розгляньте схему 7 с. 127 , проаналізуйте її та замалюйте у зошит .

Ознайомтесь із використанням оксидів, с.148-149.

Узагальніть свої знання , ознайомтесь із висновками до параграфа. Письмово виконайте завдання 190, 192(а) с.148Хімія за 08.

15.03

Тема уроку " Хімічні властивості кислот"

Уважно прочитайте текст параграфа 29 с.164-171.

Пригадайте такі хімічні властивості кислот:

1. дія на індикатори;

2. реакції з металами;

3. реакції з основними оксидами та основами;

Ознайомтесь із такими хімічними властивостями кислот:

4. реакції із солями с 169-170.

5. термічний розклад оксигеновмісних кислот; на с. 170

Випишіть відповідні рівняння реакцій , прочитайте їх та дайте хімічну назву сполукам.

Проаналізуйте схему 9 та таблицю 10 с. 171.

Узагальніть свої знання, виконайте завдання 222(а) та224(б) с. 172.

Запишіть у зошит приклади застосування кислот, скористайтесь текстом параграфа 29 та додатковими джерелами інформації15.03 х

Тема уроку " Хімічні властивості кислот"

Уважно прочитайте текст параграфа 29 с.164-171.

Пригадайте такі хімічні властивості кислот:

1. дія на індикатори;

2. реакції з металами;

3. реакції з основними оксидами та основами;

Ознайомтесь із такими хімічними властивостями кислот:

4. реакції із солями с 169-170.

5. термічний розклад оксигеновмісних кислот; на с. 170

Випишіть відповідні рівняння реакцій , прочитайте їх та дайте хімічну назву сполукам.

Проаналізуйте схему 9 та таблицю 10 с. 171.

Узагальніть свої знання, виконайте завдання 222(а) та224(б) с. 172.

Запишіть у зошит приклади застосування кислот, скористайтесь текстом параграфа 29 та додатковими джерелами інформації

Хімія за 22.03

Тема уроку " Амфотерні оксиди та гідроксиди"

Уважно прочитайте текст 30 с. 173-178

Знайдіть визначення терміну " амфотерність", амфотерні сполуки".

Запишіть у зошит формули найважливіших амфотерних сполук с.

174, прочитайте їх та дайте хімічні назви.

Запишіть рівняння відповідних реакцій , запам'ятайте їх.

Виконайте завдання 230(а)Хімія за 22.03

Тема уроку " Амфотерні оксиди та гідроксиди"

Уважно прочитайте текст 30 с. 173-178

Знайдіть визначення терміну " амфотерність", амфотерні сполуки".

Запишіть у зошит формули найважливіших амфотерних сполук с.

174, прочитайте їх та дайте хімічні назви.

Запишіть рівняння відповідних реакцій , запам'ятайте їх.

Виконайте завдання 230(а)

Хімія за 05.04

Тема уроку " Амфотерні оксиди та гідроксиди"

Повторіть матеріал параграфа 30 с. 173.

Зверніть увагу на формули найважливіших амфотерних сполук на с.174, випишіть їх у зошит та запам'ятайте. Повторіть приклади рівнянь хімічних реакцій ,що показують основні хімічні властивості амфотерних сполук, запишіть їх у зошит та запам'ятайте.( с.175-177)

Узагальніть свої знання, проаналізуйте схему 10 с.178.

Виконайте завдання 231(а) с. 179Хімія за 05.04

Тема уроку " Амфотерні оксиди та гідроксиди"

Повторіть матеріал параграфа 30 с. 173.

Узагальніть свої знання, проаналізуйте схему 10 с.178.

Виконайте завдання 231(а) с. 179

Хімія 07.04

Тема уроку " Властивості та використання солей"

Уважно прочитайте текст параграфа 31 с 179-186.

Ознайомтесь із фізичними властивостями солей.

. Запишіть основні властивості солей у зошит.

Опрацюйте текст параграфа про хімічні властивості солей с.180-184, запишіть відповідні рівняння реакцій та запам'ятайте їх.

Проаналізуйте схему 11 на с.185, замалюйте її в зошит та запам'ятайте.

Перевірте свої знання , ознайомтесь із висновками до тексту параграфа. Письмово виконайте завдання 239(а)Хімія 07.04

Тема уроку " Властивості та використання солей"

Уважно прочитайте текст параграфа 31 с 179-186.

Ознайомтесь із фізичними властивостями солей.

. Запишіть основні властивості солей у зошит.

Проаналізуйте схему 11 на с.185, замалюйте її в зошит та запам'ятайте.

Перевірте свої знання , ознайомтесь із висновками до тексту параграфа. Письмово виконайте завдання 239(а)