Органічні сполуки і здоров’я людини

Тема. Органічні сполуки і здоров’я людини.

 Мета: формуватипоняття про зв’язок органічних сполук і здоров’я людини; дати поняття про жири, білки і вуглеводи як компоненти їжі, їх роль в організмі людини.

 Обладнання: роздавальний матеріал, мультимедійний проектор, ноутбук.

 Тип уроку: вступне повторення, вивчення нового матеріалу.

 Форми роботи: проектні роботи, прийоми «Мозковий штурм», «Мікрофон».

Хід уроку

І. Організація класу

ІІ. Оголошення теми й мети уроку

ІІІ. Актуалізація опорних знань

Прийом «Мозковий штурм»

Ø      Які сполуки належать до органічних?

Ø      Які органічні сполуки життєво необхідні організму людини?

Ø      Що таке жири?

Ø      Що таке білки?

Ø      Що таке вуглеводи?

Ø      Що ви знаєте про білки, жири, вуглеводи та вітаміни з курсу біології та хімії?

IV. Доповіді учнів

У 9 класі ви вже ознайомилися з такими класами органічних сполук, як білки, жири і вуглеводи. Для повторення матеріалу ви підготували доповіді та презентації з цих питань. Доповіді: «Жири», «Білки», «Вуглеводи». Кожна доповідь займає 3-5 хвилин.

V. Мотивація навчальної діяльності

Органічні сполуки здатні до складних і різноманітних перетворень і відіграють основну роль у побудові та життєдіяльності рослинних і тваринних організмів.

Найважливішу роль серед них для організму людини відіграють білки, жири, вуглеводи, нуклеїнові кислоти та вітаміни.

Проблема: Яка роль в організмі жирів, білків і вуглеводів як компонентів їжі? Як це пов’язано зі здоров’ям людини?

VI. Вивчення нового матеріалу

Для нормальної життєдіяльності організму людини й доброго засвоєння їжі людський організм має одержувати всі поживні речовини в певних співвідношеннях.

Наприклад, нормальне співвідношення білків, жирів і вуглеводів має бути 1:1,1:4,1 для молодих чоловіків і жінок, зайнятих розумовою працею, і 1:1,3:5 для тих самих людей, якщо вони зайняті важкою фізичною працею. Ці речовини не мають однакової поживної цінності, і кожна з них відіграє важливу роль для організму.

Білки належать до життєво необхідних речовин, без яких неможливе життя, ріст і розвиток організму. Вони є найважливішими компонентами харчування, що забезпечують пластичні та енергетичні потреби організму. Харчова й біологічна цінність білків визначається збалансованістю амінокислот, що входять до їх складу.

Різноманітне харчування – найправильніший шлях постачання організму повноцінних білків. Найбільшу біологічну цінність мають білки тваринного походження.

Теплова обробка прискорює перетравлювання білків. Тривале розварювання, подрібнення, протирання продуктів поліпшує перетравлювання і засвоювання білків, особливо рослинних. Проте надмірне нагрівання може негативно вплинути на амінокислоти, з яких складаються білки.

Потреба в білках для дорослої людини становить у середньому 85 – 90 г на день. Добова потреба в білках залежить від віку людини, її фізіологічного стану, виду й умов праці. У разі фізичного навантаження потреба в них збільшується і становить 160 г. Надлишковий вміст білків у харчовому раціоні може призвести до порушення білкового обміну. Нестача білкової їжі викликає глибокі дегенеративні зміни в організмі. Поживна цінність білків залежить також і від його засвоюваності, тобто перетравлювання в шлунково-кишковому тракті. У підвищеній кількості білка організм має потребу в разі виснаження, пов’язаного з голодуванням, у період одужання після гострих інфекційних захворювань, у разі хронічних інфекцій(туберкульоз, гнійні інфекцї), недокрів’я.

Роль жирів у харчуванні визначається їх високою калорійністю й участю в процесах обміну. Жири забезпечують у середньому 33% добової енергоцінності раціону. Із жирами до організму надходять необхідні для життєдіяльності речовини: вітаміни А,D, Е, незамінні жирні кислоти, лецитин. Жири забезпечують усмоктування з кишечнику ряду мінеральних речовин та жиророзчинних вітамінів. Вони поліпшують смак їжі й викликають відчуття ситості. Жири в організмі можуть утворюватися з вуглеводів і білків, але повною мірою ними не заміняються.

Слід пам’ятати, що жири легко окиснюються на повітрі, під час зберігання на світлі і у теплі, а також у процесі теплової обробки, особливо смаження. У несвіжих і перегрітих жирах руйнуються вітаміни, зменшується вміст незамінних жирних кислот і накопичуються шкідливі речовини, що спричиняють подразнення шлунково-кишкового тракту, нирок, порушення обміну речовин. Надмірна кількість жирів у їжі погіршує засвоєння білків, кальцію, магнію, підвищує потребу у вітамінах, що забезпечують жировий обмін. У середньому добова потреба в жирах становить 80 – 100 г, з яких 30 % мають забезпечуватися рослинними жирами. Вживання надлишкової кількості жирів може призвести до порушення жирового обміну – ожиріння. Значне зменшення вживання жирів у раціоні протягом тривалого часу може призвести до виснаження.

Вуглеводи є основною частиною харчового раціону. Фізіологічне значення вуглеводів, в основному, обумовлене їх енергетичними властивостями. Вони є головним джерелом енергії організму. У разі всіх видів фізичної праці спостерігається підвищена потреба у вуглеводах. З їжею надходять прості й складні, легкозасвоювані й незасвоювані вуглеводи. Основними простими вуглеводами є глюкоза, фруктоза, сахароза, лактоза й мальтоза. Складні вуглеводи – крохмаль, глікоген, клітковина, пектин. Потреба у вуглеводах становить 350 – 500 г на добу.

Надмірне споживання вуглеводів – поширена причина порушення обміну речовин, що спричиняє розвиток ряду захворювань. У разі раціонального харчування до 30 % вуглеводів їжі здатні переходити в жири. У разі надмірної  кількості вуглеводів, особливо легкозасвоюваних, цей відсоток вищий.

Вуглеводи містяться головним чином у продуктах рослинного походження. Прості вуглеводи, а також крохмаль і глікоген засвоюються добре. Джерелами глюкози та фруктози є фрукти, ягоди й деякі овочі(наприклад, капуста, морква, огірки, помідори). Глюкоза та фруктоза засвоюються найшвидше і є джерелом енергії для організму й утворення глікогену – резервного вуглеводу в печінці та м’язах. Основним джерелом сахарози є цукор, кондитерські вироби, варення, морозиво, солодкі напої, а також деякі овочі та фрукти. Лактоза міститься в молочних продуктах. Мальтоза – це проміжний продукт розщеплення крохмалю травними ферментами. У вільному стані мальтоза міститься в меду, екстракті із солоду(мальтозній патоці), солодкому молоці, пиві.

Крохмаль становить близбко 80 % від усіх вуглеводів у харчуванні людини. Високим вмістом крохмалю значною мірою зумовлюється харчова цінність зернових продуктів, бобових та картоплі. Кохмаль у натуральному вигляді, наприклад у киселях, засвоюється дуже швидко. Утруднює засвоєння крохмалю підсмаження круп. У харчових продуктах, крім печінки, дуже мало глікогену – вуглеводу тваринних тканин. Споживання як джерела вуглеводів багатих на крохмаль продуктів, а також овочів і фруктів корисніше, ніж споживання такого рафінованого(очищеного) вуглеводу, як цукор, і продуктів, що містять його. З першою гркпою продуктів надходять не тільки вуглеводи, а й вітаміни групи В, мінеральні речовини, клітковина, пектини, а цукор являє собою чисту сахарозу без інших поживних речовин.

До незасвоюваних вуглеводів належать клітковина(целюлоза), що утворює оболонки рослинних клітин, та пектини, які зв’язують ці клітини між собою. Ці «баластні речовини» дуже важливі в харчуванні, вони стимулюють рухову діяльність кишечнику, виділення жовчі, створюють відчуття ситості, сприяютьвиведенню з організму холестерину. Протирання і варіння продуктів зменшують дію клітковини. Джерелами клітковини та пектину є овочі, фрукти, бобові, крупи.

VII. Підсумок уроку

Прийом «Мікрофон»

Яку нову інформацію ви сьогодні засвоїли?

VIII. Домашнє завдання

Силікатна кислота й силікати. Поняття про будівельні матеріали: скло, цемент, бетон

Тема уроку. Силікатна кислота й силікати. Поняття про будівельні матеріали: скло, цемент, бетон

Цілі уроку: ознайомити зі складом і властивостями силікатної кислоти й силікатів; з’ясувати сфери їх використання, істотні відмінності від інших кислот за фізичними й хімічними властивостями; ознайомити із силікатами як найважливішими будівельними матеріалами, які виробляє силікатна промисловість, — склом, цементом, бетоном; охарактеризувати можливості використання цих матеріалів; проаналізувати можливість виробництва нових будівельних матеріалів; удосконалювати вміння розв’язувати експериментальні задачі; закріпити знання про хімічні й фізичні властивості речовин; ознайомити з якісною реакцією на силікати.

Тип уроку: комбінований урок засвоєння знань, умінь і навичок і творчого застосування їх на практиці.

Форми роботи: навчальна лекція, фронтальна й самостійна робота з опорною схемою.

Обладнання: зразки будівельних матеріалів, кераміки, скла, лабораторне устаткування, колекція будівельних матеріалів. Лабораторний дослід 8. Ознайомлення зі зразками природних силікатів

ХІД УРОКУ

I. Організація класу

II.  Мотивація навчальної діяльності, перевірка домашнього завдання

Силікатна кислота й силікати

Вступне слово вчителя

Н₂SіO₃ — дуже слабка кислота, нерозчинна у воді. Одержують її в один спосіб — діючи на розчини її солей кислотами:

  (колоїдний розчин)

♦    Згадаймо, що таке колоїдний розчин?

Силікати — безбарвні, тугоплавкі речовини, нерозчинні у воді (розчиняються лише Na₂SiО₃ й K₂SiО₃).

Силікати дуже поширені в природі.

Назвіть природні сполуки — силікати. (Польовий шпат, слюда, глини, азбест, тальк, коштовні камені — смарагд, топаз, аквамарин, рідке скло — Na₂SiО₃K₂SiО₃).

Якісна реакція на силікати — дія кислот (при цьому випадає колоїдний осад H₂Si0₃).

Сполуки Силіцію відіграють важливу роль у народному господарстві. Кремнезем і природні силікати служать вихідними матеріалами у виробництві скла, керамічних виробів, порцеляни й фаянсу, будівельних і в’язких матеріалів. Усі ці виробництва складають велику галузь народного господарства — силікатну промисловість.

Скло одержують з білого піску, вапняку й соди шляхом сплавлення суміші. Приблизний склад: Na₂CaSi₆О₁₄, або Na₂О•CaО•6SiО₂. У разі заміни Na₂SiО₃ на K₂SiО₃ одержують тугоплавке скло для хімічного посуду. Якщо замінити СаО на РbО, а Na₂О — на К₂О, можна одержати штучний кришталь К₂0•PbO•6SiО₂.

Цемент одержують шляхом прожарювання суміші глини А1₂О₃•2SiO_a• 2Н₂О і вапняку СаСО₃. Після виділення вуглекислого газу й води залишається А1₂О₃•2SiO_a•CaO — цемент.

Бетон — цемент + наповнювач (пісок або щебінь).

III. Вивчення нового матеріалу

Повідомлення учнів про силікати й будівельні матеріали

1.   Силіцій оксид Si0₂, кварц. Його поширення у природі та фізичні

властивості

2.   Силікатні кислоти та силікати

3.   Скло

Види скла, властивості, склад та способи одержання.

4.   Кераміка

Керамічна промисловість. Під керамікою, або керамічною промисловістю, розуміють виробництво різних виробів із глини. Кераміка охоплює виробництво цегли, черепиці, вогнетривких матеріалів, гончарного посуду, гончарних труб, кахлів (груба кераміка), а також виробництво порцеляни й фаянсу (тонка кераміка).

5.   Цемент

Одним з найважливіших матеріалів, що виготовляє силікатна промисловість, є цемент, споживаний у величезних кількостях у будь-яких будівельних роботах.

Історія використання цементу. Одержання цементу.

IV. Підбиття підсумків уроку

Як ви розумієте висловлювання М. В. Артемонова: «Світ навколо нас — величезна експозиція сфер застосування скла»?

Які будівельні матеріали ви знаєте?

V.  Домашнє завдання

Опрацювати матеріал параграфа, відповісти на запитання до нього, виконати вправи.

Творче завдання: підготуватися до семінару з теми «Використання неметалів та їхніх сполук, кругообіг неметалів у природі» (повідомлення, презентації, плакати).

Характерні хімічні властивості металів

Тема уроку. Характерні хімічні властивості металів

Цілі уроку: ознайомити учнів із загальними хімічними властивостями металів, рядом активності металів; показати взаємозв’язок між хімічними властивостями металів та будовою атомів; розвивати навички складання рівнянь окисно-відновних реакцій і реакцій йонного обміну на прикладі хімічних властивостей металів.

Тип уроку: засвоєння нових знань.

Форми роботи: фронтальна робота, робота з дидактичною схемою, лабораторна робота.

Обладнання: періодична система хімічних елементів, таблиця розчинності, ряд активності металів.

Демонстрація 2. Горіння магнію.

Лабораторний дослід 1. Порівняння хімічної активності металів.

Лабораторний дослід 2. Взаємодія металів з розчинами кислот.

ХІД УРОКУ

I.   Організація класу

II.  Перевірка домашнього завдання, мотивація навчальної діяльності

Хімічний калейдоскоп Назвіть:

• Найтвердіший метал — Сг.

• Метал з найвищою електропровідністю — Ag.

• Найважчий метал — Os.

• Найм’якіший — Na.

• Найактивніший у періодичній системі — Fr.

• Найпластичніший — Аu.

• Найлегший — Li.

• Найбільш легкоплавкий — Hg.

• Найбільш тугоплавкий — W.

• Найпоширеніший у природі — А1.

III. Вивчення нового матеріалу

1.   Проведення експерименту

Демонстрація 1. Взаємодія натрію з водою

У три кристалізатори з водою під витяжкою акуратно занурюємо: у перший — шматочок заліза, у другий — шматочок кальцію, у третій — шматочок натрію. Що спостерігаємо?

Чому метали поводяться по-різному?

Висновок: метали мають різну хімічну активність.

Звертаємося до ряду активності металів М. М. Бекетова.

2.   Порівняння хімічної активності металів

З допомогою ряду активності металів можна визначити хімічні властивості металів.

1)   Найбільш енергійно метали реагують з неметалами:

а)   з галогенами: 2Fe + ЗС1₂ = 2FeCl₃

б)  із сіркою: Fe + S = FeS

в)   з киснем метали реагують відповідно до активності.

Умовно розіб’ємо ряд активності металів на чотири частини:

Ls R Ca Na Mg

Al Zn Fe Sn Pb

Н Cu Hg

Ag Pt Au

Метали, що знаходяться в ряду активності до Al, швидко й мимовільно окиснюються киснем:

2Са + O₂ = 2СаО

Метали від А1 до Н окиснюються повільно або в разі нагрівання:

2Zn+О₂ = 2ZnO

Метали від Н до Рt окиснюються за високої температури:

2Сu + O₂ = 2СuО

Такі метали, як платина й золото, не окиснюються киснем повітря.

Завдання 1. Троє учнів біля дошки записують ОВР, указують окисник і відновник.

2)   3 водою метали також реагують неоднаково.

Метали, що знаходяться в ряду активності до А1, активно реагують з водою без нагрівання:

2Nа + 2Н₂O = 2 NаОН + Н₂

Метали до Н реагують з водою в разі нагрівання:

Zn + Н₂O = ZnO + Н₂

Метали, розташовані в ряду активності після водню, з водою не реагують.

Завдання 2. Двоє учнів біля дошки записують ОВР, указують окисник і від­новник.

3)  Лабораторний дослід 2. Взаємодія металів з розчинами кислот

Взаємодія металів з кислотами також протікає відповідно до їх положення в ряді активності металів.

Згадаємо закономірності взаємодії металів з кислотами.

Проведемо експеримент.

У чотири пробірки з розчином хлоридної кислоти занурюємо гранули міді, цинку, магнію й алюмінію.

Завдання 3. Запишіть рівняння ОВР, укажіть окисник і відновник. Запишіть рівняння реакцій у йонно-молекулярній формі.

Zn + 2HCl = ZnCl₂ + H₂

Різниця в активності дозволяє одним металам витісняти інші з розчинів їх солей.

Лабораторний дослід 1. Порівняння активності металів

У першу пробірку наливаємо 2 мл розчину купрум(ІІ) хлориду й опускаємо гранулу цинку; у другу пробірку наливаємо 1 мл цинк хлориду й опускаємо гранулу міді; у третю — розчин купрум(ІІ) хлориду й гранулу магнію; у четверту — розчин цинк хлориду й магній; у п’яту — розчин магній хлориду й цинк.

♦ Що спостерігаємо? (Учні записують рівняння окисно-відновних реакцій, що протікають, указують окисник і відновник; записують скорочене йоннерівняння.)

CuCl₂ + Zn = ZnCl₂ + Cu

Висновок: ці метали можна розташувати в ряд за зниженням їх активності: Mg, Zn, Сu.

IV. Узагальнення й систематизація

1.   Розглядаємо схему хімічних властивостей металів та її зв’язок з рядом активності, пропонуємо учням зробити узагальнюючий висновок про хімічні властивості металів:

•  У реакціях метали проявляють відновні властивості.

• Активність металу можна оцінити за його положенням у ряду активності.

•  Застосування металу визначається як його фізичними, так і хімічними властивостями.

2.   Робота в групах

Групові завдання 

Скласти рівняння реакцій за схемою:

Метал

Група 1: Са.     Група 2: К.

Група 3: Zn.     Група 4: Ма.

Група 5: Mg.    Група 6: А1.

Групи виконують завдання та здають на перевірку вчителю.

V.  Підбиття підсумків уроку, оцінювання роботи учнів

VI. Домашнє завдання

Опрацювати матеріал параграфа, відповісти на запитання.

Групи обмінюються схемами-завданнями для виконання вдома. 

Положення металічних елементів у періодичній системі, особливості будови атомів. Металічний зв’язок. Фізичні властивості металів

Тема уроку. Положення металічних елементів у періодичній системі, особливості будови атомів. Металічний зв’язок. Фізичні властивості металів

Цілі уроку: поглибити знання учнів про металічні елементи, їх положення в періодичній системі, особливості будови атомів, будови речовини; ознайомити з типом хімічного зв’язку, властивим металам, — металічним зв’язком; показати вплив зв’язку на фізичні властивості речовин, утворених металічними елементами.

Тип уроку: засвоєння нових знань.

Форми роботи: навчальна лекція, евристична фронтальна бесіда, самостійна робота з опорною схемою, демонстраційний експеримент.

Обладнання: Періодична система хімічних елементів Д. І. Менделєєва, ряд активності металів, колекції металів та їх сплавів, модель металевої кристалічної ґратки.

Демонстрація 4. Ознайомлення зі зразками металів і сплавів.

ХІД УРОКУ

I. Організація класу

II.  Мотивація навчальної діяльності, актуалізація опорних знань

Фронтальна робота за питаннями

У 7 класі ми вже ознайомилися з металами на прикладі заліза — однієї з найпоширеніших речовин, утворених хімічним елементом Ферумом.

♦ Яких елементів у природі більше: металічних чи неметалічних?

♦ Де в періодичній системі знаходяться металічні елементи?

♦ Назвіть особливості будови металічних елементів. (Один-три електрони на зовнішньому енергетичному рівні, великий атомний радіус, велике значення спорідненості щодо електрона, низьке значення електронегативності)

Висновок: металічні елементи значно легше віддають електрони, ніж неметалічні.

♦ Назвіть характерні ступені окиснення елементів-металів?

Троє учнів біля дошки складають схеми будови атомів Натрію Na, Магнію Mg, Алюмінію А1.

Отже, об’єкт нашого вивчення на сьогоднішньому уроці — металічні елементи:

• особливості будови атомів;

• будова простих речовин — металів;

• фізичні властивості металів.

III. Вивчення нового матеріалу

Навчальна лекція, робота зі схемою

1.   Положення металічних елементів у періодичній системі, будова їх атомів

(I, II, III групи, головні підгрупи, побічні підгрупи, лантаноїди, актиноїди. На зовнішньому рівні один-три електрони (s- або р-), в утворенні зв’язку беруть участь d-електрони передзовнішнього підрівня.)

Атоми металічних елементів легко віддають електрони, можуть лише окислюватися:

2.   Металічний зв’язок

(Розглядаємо модель металічної кристалічної ґратки.)

Зумовлена особливістю будови атомів металічних елементів, у вузлах ґраток — атоми й катіони, між вузлами — відносно вільні електрони.

(Записуємо визначення.)

3.   Загальні фізичні властивості металів

Зумовлені наявністю вільних електронів у металічних ґратках металів; високою міцністю й рухливістю металічного зв’язку.

(Розглядаємо колекції металів та їх сплавів.)

Під час евристичної бесіди на підставі знань учнів, їхніх спостережень у побуті й розглянутих зразків металів робимо висновки про фізичні властивості металів:

• Агрегатний стан (тверді, за винятком Hg, Gа).

• Колір: усі відтінки від сірого до чорного (винятки: Сu, Аu).

• Тепло- й електропровідність (за рахунок вільних електронів) збільшуються в ряді Hg, Рb, Fе, Zn, Mg, А1, Аu, Сu, Ag.

• Чому в радіотехніці для виготовлення точних приладів використовують срібло й мідь?

• 3 якого металу найбільш вигідно виготовляти опалювальні системи?

• Ковкість і пластичність. (Розглядаємо рисунок у підручнику або переглядаємо медіафрагмент зсуву атомів та йонів у металічній кристалічній ґратці внаслідок деформації.) Йони безпосередньо один з одним не зв’язані, тому окремі їх шари можуть зміщатися один відносного одного. Найбільш пластичний метал — золото. Найбільш крихкими є хром, манган, стибій (на зовнішньому рівні — п’ять-сім електронів, чимала кількість вільних електронів забезпечує міцність окремих шарів йонів і перешкоджає їх вільному ковзанню).

• Твердість: м’які (лужні метали); тверді (хром).

• Температура плавлення: легкоплавкі — t_пл(Нg) = -38,87 °С; тугоплавкі — t_пл(W) = 3370 °С.

• Температура кипіння в металів висока.

IV. Первинне застосування отриманих знань

1.   Самостійна робота зі схемою

2.   Узагальнююча бесіда

♦ Чим зумовлені істотні відмінності між властивостями металів і неметалів?

♦ Чому в металах значно більше загальних фізичних властивостей, ніж у неметалів, у яких фізичні властивості значною мірою відрізняються?

♦ Які прості речовини-метали застосовуються найбільше?

♦ На яких фізичних властивостях ґрунтується це застосування?

♦ Припустіть, які хімічні властивості повинні мати метали.

V.  Підбиття підсумків

Учитель пропонує двом-трьом учням підбити підсумок уроку, назвати основні питання, розглянуті на уроці, оцінює роботу учнів.

VI. Домашнє завдання

Опрацювати матеріал параграфа, відповісти на запитання.

Творче завдання: підготувати повідомлення про поширення металів у природі.

Новорічне свято

Новорічне свято

(сценарій)

На сцену виходять три учениці у національних костюмах 

Учениця 1		Народ наш нині зустрічає Щасливе свято – Новий рік . І ми сьогодні всім бажаєм Ще краще жити , ніж торік !
Учениця 2		З Новим роком ми вітаєм І дорослих і малих . Щастя , радості бажаєм , Довгих літ і днів ясних .
Учениця 3		У просторім світлім класі Всіх ялинка кличе . Зустрічає дітлашня Свято Новорічне !

Узагальнення знань з теми „Неметалічні елементи та їх сполуки

Тема: Узагальнення знань з теми „Неметалічні елементи та їх сполуки ”.

Мета уроку: визначити рівень навчальних досягнень учнів з теми „ Неметалічні елементи та їх сполуки ”.

Обладнання: картки із різнорівневими завданнями, таблиця розчинності, періодична система хімічних елементів Д. І. Менделєєва.

Тип уроку: урок корекції й контролю знань.

Форма проведення уроку: гра.

Методи проведення уроку: фронтальне опитування, робота біля дошки, письмова індивідуальна самостійна робота, виконання дослідів, робота в групах, ігрова ситуація.

Прийоми:частково-пошуковий, репродуктивний, словесно-ілюстративний.

Девіз уроку: Знання лише тоді стають переконливими, коли їх досягають зусиллям думки.

Кислоти. Хімічні властивості кислот

Урок – дослідження у 8 класі

Тема.  Кислоти. Хімічні властивості кислот.

Мета:  - повторити означення кислот, їхній склад і класифікацію за   вмістом Оксигену і за вмістом Гідрогену в молекулах;

-                                 ознайомити учнів із загальними хімічними властивостями кислот, розглянути їх дію на індикатори, взаємодію з металами різної хімічної активності й на основі цих знань сформувати уявлення про витискувальний ряд металів;

-                                 повторити реакції обміну на прикладі взаємодії кислот з оксидами металів;

-                                 продовжувати формувати в учнів навички виконання хімічного експерименту, сприяти розвитку вмінь та навичок роботи з лабораторним обладнанням і реактивами;

-                                 розвивати вміння спостерігати, аналізувати результати дослідів, робити логічні висновки;

-                                 продовжувати формувати вміння здійснювати дедуктивні умовиводи, виявляти зв’язок між кількісними і якісними змінами;

-                                 активізувати пізнавальну діяльність учнів, розвивати інтерес до вивчення предмету;

-                                 продовжувати формувати науковий світогляд, уміння працювати в колективі й самостійно;

-                                 виховувати бережливе ставлення до навколишнього середовища;

-                                 звернути увагу на дотримання правил техніки безпеки при роботі з кислотами.

Тип заняття:  засвоєння нових знань.

Форма заняття:  заняття-дослідження.

Девіз уроку: «Вище всіх умоглядних знань і мистецтв стоїть уміння проводити досліди, і ця наука є царицею наук»(Р.Бекон).

Обладнання і реактиви: розчини сульфатної, нітратної, хлоридної кислот; індикатори – фенолфталеїн, лакмус, метилоранж; метали – магній, цинк, мідь; оксиди – купрум (ІІ) оксид, кальцій оксид; пробірки, штатив для пробірок, спиртівка, пробіркотримач; картки з назвами лабораторій, картки із завданнями.

Хід заняття.

Сьогодні ми з вами проведемо дещо незвичне заняття – заняття-дослідження. Давайте уявимо собі, що всі ми – працівники науково-дослідного інституту. В нашому інституті є декілька лабораторій – «Дегустаційна лабораторія», «Індикаторна лабораторія», «Експериментальна лабораторія» - та відділ охорони праці. Головним завданням, що стоїть перед НДС, є дослідити хімічні властивості кислот. До процесу дослідження поетапно включаються всі лабораторії і висновки кожної лабораторії доповідають провідні наукові співробітники (біля дошки).

Перед початком роботи слово для виступу надається інженеру з техніки безпеки.

Інженер з т/б. Шановні колеги! Дозвольте ще раз нагадати, що кислоти – дуже їдкі речовини, тому під час роботи з ним потрібно бути обережними. Краплі кислоти можуть спричинити хімічний опік шкіри, зруйнувати одяг і папір. Особливо небезпечні сульфатна, нітратна і хлоридна кислоти. Якщо через необережність кислота потрапила на шкіру або в очі, то її потрібно змити великою кількістю води.

Деякі хімічні реакції кислот супроводжуються бурхливим виділенням газів. Вони можуть спричинити різкий викид вмісту посуду, в якому проводять хімічну реакцію, а інколи й вибух. Щоб запобігти цьому, слід використовувати малі об’єми кислоти (2-3 мл) і виконувати досліди в невеликих пробірках.

Крім того, небезпечно наливати воду в кислоту, особливо в сульфатну. Це пояснюється тим, що вода має меншу густину. Стикаючись з кислотою на поверхні, вона не встигає добре з нею змішатися, і тепла, що при цьому виділяється, достатньо, щоб вода закипіла. Отже, змішуючи сульфатну кислоту з водою, можна лише лити кислоту тоненькою струминою в воду і ні в якому разі не дозволяється лити воду в кислоту.

Ось все це потрібно завжди пам’ятати, працюючи з кислотами.

Вчитель. Пригадавши правила безпечного поводження з кислотами, можемо приступати до роботи. Насамперед, запитання до працівників «Дегустаційної лабораторії» : «Як ми розпізнаємо природні кислоти?». Давайте в цьому переконаємось. Нагадую, що згідно з правилами т/б в кабінеті хімії нічого не можна пробувати на смак без дозволу вчителя. Та сьогодні я вас пригощаю. Отже, співробітникам «Дегустаційної лабораторії» пропоную скуштувати шматочок лимона, яблука, а також аскорбінову кислоту. (Учні переконуються в тому, що більшість кислот кислі на смак).

Картка із завданнями працівникам «Дегустаційної лабораторії».

1.     Назвати кислоти за формулами:

НNО₃                     Н₃РО₄                              НF

НСІ                        Н₂SО₃                              Н₂S

Н₂SіО₃                   НВr                                  НРО₃

Н₂СО₃                    НІ                                    Н₂SО₄

2.     Яку будову мають кислоти, молекулярну чи немолекулярну?

3.     Що спільного є в складі кислот?

Отже, завдяки наявності атомів Гідрогену в складі кислот їхні водні розчини виявляють спільні властивості.

Наступне завдання – для працівників «Індикаторної лабораторії». Один співробітник лабораторії виконує демонстрацію: у три пробірки він вливає по 2-3  мл розчину сульфатної кислоти  і в кожну пробірку додає по 1-2 краплі індикаторів: у першу – фіолетовий лакмус (він змінює забарвлення на червоне), у другу – метилоранж (він  змінює забарвлення на рожеве), у третю – фенолфталеїн (розчин залишається безбарвним).

Учні самостійно роблять висновок, що найкращими визначниками розчинів кислот є індикатори лакмус та метилоранж.

Отже, індикатори – це речовини – визначники , які змінюють своє забарвлення під дією кислот (та лугів).

Тим часом інший співробітник цієї лабораторії заповнює біля дошки таблицю (або замальовує відповідні поля на заздалегідь заготовленому аркуші).

Таблиця.

Індикатори	Колір індикаторів у середовищі
	нейтральному	кислому
1. Лакмус	фіолетовий	червоний
2 Метилоранж	оранжевий	рожевий
3. Фенолфталеїн	безбарвний	безбарвний

Висновок: індикатори змінюють забарвлення в розчинах кислот.

Завдання для «Експериментальної лабораторії».

1.     Взаємодія розчинів кислот з металами.

Один учень наливає в три пробірки розчин хлоридної кислоти і додає в першу – порошок магнію, в другу – порошок цинку, а в третю – міді. Інший учень виконує аналогічні завдання, але з розчином сульфатної кислоти. Що при цьому спостерігаємо? В першій пробірці реакція відбувається бурхливо, а в другій – дещо повільніше, а в третій не відбувається зовсім. В ході цих реакцій виділяється газ – водень, а в розчині утворюються солі: магній хлорид (магній сульфат) та цинк хлорид (цинк сульфат). Якщо випарити розчини, то можна отримати кристалічні речовини.

Учні записують рівняння реакцій, що відбулися:

Мg + 2НСІ = МgСІ₂ + Н₂ ;             Мg + Н₂SО₄ = МgSО₄ + Н₂ ;

Zn + 2НСІ = Zn  СІ₂ + Н₂ ;             Zn + Н₂SО₄ = МgSО₄ + Н₂ ;

Сu + НСІ ≠ реакція не відбув.;    Сu + Н₂SО₄ ≠ реакція не відбув.

Як ми бачимо на прикладі з міддю, не всі метали реагують з кислотами. Металів існує багато, і всі вони реагують з кислотами по-різному. Тому, щоб не запам’ятовувати, які з них заміщують Гідроген у кислотах, а які – ні, користуються витискувальним рядом металів ( рядом напруг металів).

Повідомлення учня (випереджаюче завдання).

Як показують дослідження, всі метали за активністю витіснення Гідрогену можна розташувати в ряд  (показує ряд напруг металів):

Lі, К, Ва, Са, Nа, Мg, АІ, Ве, Zn, Сr, Fе, Со, Nі, Sn, Рb, (Н), Сu, Нg, Аg, Рt, Аu 

Утворився так званий витискувальний ряд металів. Вперше його склав у 1863 році на основі експериментальних даних видатний учений фізико-хімік Микола Миколайович Бекетов. В цьому ряді метали розміщені в поряду зменшення їх хімічної активності. Найактивніший – літій, далі йдуть калій, барій, кальцій, натрій і т.д. до найпасивнішого – золота. Якщо за допомогою витискувального ряду порівняти активність магнію, цинку та міді, то на першому місці опиниться магній, а на останньому – мідь. У цьому ми мали нагоду переконатися, проводячи дослід. Отже, складаючи рівняння хімічних реакцій, слід керуватися цим рядом. У ньому всі метали, розміщені до Гідрогену, більш активні, ніж Гідроген, тому вони витісняють його з кислот (крім нітратної), а ті, що розміщені після Гідрогену, не витісняють.

Проблемне запитання: «Як можна добути сполуки СuSО₄ або СuСІ₂, адже мідь не реагує з розчинами хлоридної та сульфатної кислот? Однак в нашому розпорядженні є купрум (ІІ) оксид – чорний порошок».

Спробуємо розв’язати цю проблему. експериментально.

Демонстрація. Учень насипає у пробірку трохи чорного порошку – купрум (ІІ) оксид – і доливає розчин сульфатної кислоти. Вміст пробірки нагріває в полум’ї спиртівки. Після завершення реакції розчин в пробірці забарвлюється в блакитний колір (такий колір має водний розчин СuSО₄ ):

СuО + Н₂SО₄ = СuSО₄ + Н₂О.

Висновок: кислоти реагують з основними оксидами.

Аналогічно відбуваються реакції між кислотами та оксидами інших металів.

Демонстрація. Взаємодія кальцій оксиду та нітратної кислоти. В ході реакції білий порошок кальцій оксиду розчиняється в нітратній кислоті з утворенням кальцій нітрату. Записуємо рівняння реакції:

СаО + 2НNО₃ = Са(NО₃)₂ + Н₂О.

Аналізуємо взаємодію основних оксидів з кислотами. Учні роблять висновок, що під час такої взаємодії оксиди й кислоти обмінюються своїми складовими частинами, тому такі реакції відносяться до реакцій обміну.

На основі проведених досліджень учні самостійно роблять висновки про хімічні властивості кислот.

1.     Кислоти проявляють ряд спільних властивостей, які зумовлені подібністю їх будови (наявністю в складі кислот атомів Гідрогену).

2.     Кислоти змінюють забарвлення індикаторів.

3.     Кислоти (крім нітратної) взаємодіють з активними металами з утворенням солі та витісненням водню (реакція заміщення).

4.     Кислоти взаємодіють з основними оксидами (оксидами металів) з утворенням солі і води (реакція обміну).

Домашнє завдання.

Додаток.

Повідомлення співробітника «Дегустаційної лабораторії».

Термін «кислота» походить від слова «кислий», тому можна подумати, що всі кислоти мають кислий смак. Але насправді це не так. Так, силікатна кислота кислого смаку не має. Трапляються кислоти з іншим смаком, наприклад, саліцилова кислота – солодка, а нікотинова – гірка. Однак більшість кислот за звичайних умов – кислі, добре розчинні у воді рідини, але є й тверді кислоти (ортофосфатна, метафосфатна, силікатна).

Кислоти досить поширені у природі. Ми знаємо, що багато які харчові продукти кислі на смак. Такого смаку їм надають кислоти. Кислий смак лимона зумовлений наявністю лимонної кислоти, а яблука – яблучної, кислого молока – молочної кислоти. Щавель має кислий смак, бо в його листі міститься щавлева кислота. Кислий оцет, який використовується як харчосмаковий продукт, є розчином оцтової кислоти.

Неорганічні кислоти, які ми зараз вивчаємо, теж трапляються в природі у вільному стані. Наприклад, сульфідна кислота Н₂S буває у вулканічних газах і в водах мінеральних джерел (Мацеста – Сочі на Чорноморському узбережжі Кавказу, в Україні – Немирів); хлоридна кислота НСІ входить до складу шлункового соку, карбонатна кислота Н₂СО₃ – до складу природних мінеральних вод (Боржомі, Єсентуки, Нарзан на Кавказі, а в Україні – Миргородська, Лужанська, Свалява, Трускавецька), нітратна і сульфітна кислоти трапляються в дощовій воді («кислотні дощі»).

Завдання.

1.                            Вивести формулу кислоти, якщо масова частка Гідрогену в її складі дорівнює 2,1%, масова частка Нітрогену – 29,8%, масова частка Оксигену – 68,1%. Назвати її.

2.                            Вивести формулу кислоти, якщо масова частка Гідрогену в її складі дорівнює 2.4%, масова частка Сульфуру – 39,1%, масова частка Оксигену – 58,5%. Назвати її.

3.                            Вивести формулу кислоти, якщо масова частка Гідрогену в її складі дорівнює 3,7%, масова частка Фосфору – 37,8%, масова частка Оксигену – 58,5%. Назвати її.

Вправи на закріплення  матеріалу.

1.     Скласти рівняння реакцій у тих випадках, де вони можливі:

Нg + НСІ →;             АІ + Н₂SО₄ →;                    ВаО + НСІ →;

Мg + Н₃РО₄ →;        Nа₂О + НСІ →;                   Сu + Н₂SО₄ →;    

АІ₂О₃ + Н₂SО₄ →;    Аu + НСІ →;                       Fе₂О₃ + НNО₃  →.

2*. Чи вистачить 10 г сульфатної кислоти, щоб повністю розчинити 10 г цинку?

3*. Під час взаємодії 1,35 г тривалентного металу із сульфатною кислотою одержали 8,55  г солі. Визначте невідомий метал.