Уроки Хімії / Старовойтова І. Ю. Хімія. Розробки уроків для 8 клас

ІІ семестр	Клас	Дата проведення уроку

Урок 53

тема. Тематичне оцінювання з теми «Періодичний закон і періодична система хімічних елементів Д. І. Менделєєва. Будова атома»

Цілі уроку: узагальнити й систематизувати знання учнів з теми «Періодичний закон і періодична система хімічних елементів Д. І. Менделєєва. Будова атома»; визначити рівень навчальних досягнень учнів з теми.

Тип уроку: контроль і коригування знань, умінь і навичок. Форма роботи: письмова контрольна робота за варіантами.

Обладнання: Періодична система хімічних елементів Д. І. Менделєєва, таблиця електронегативностей, алгоритм характеристики хімічних елементів за положенням у періодичній таблиці.

Хід уроку

І. Організація класу

ІІ. Письмова контрольна робота

Учитель розподіляє варіанти, нагадує учням зміст завдань, час виконання, ключові моменти оформлення відповідей і систему оцінювання:

yy завдання 1–6 — тестові, кожне завдання оцінюється в 0,5 бала, у сумі перші шість завдань — 3 бали;

yy завдання 7–9 оцінюються по 2 бали, разом за дев’ять правильно виконаних завдань — 9 балів;

yy завдання 10 пропонується виконувати учням, які претендують на оцінку 12 балів, оцінюється в 3 бали.

Отже, максимальна оцінка за правильно виконану роботу становить 12 балів. Час на виконання роботи — 40 хв.

Варіант І

1.Заряд ядра атома визначається:

а) числом електронів на зовнішньому енергетичному рівні; б) числом нейтронів; в) числом протонів.

2.Ядро атома містить відповідно протонів і нейтронів:

а) 80 і 120;	б) 80 і 100;
в) 80 і 80.

3.Укажіть максимальну кількість електронів, що може перебувати на одній орбіталі:

а) три;	б) два;
в) один.

4.Електронна формула зовнішнього енергетичного рівня атома ns2np6 відповідає елементам головної підгрупи:

а) VI групи;	б) II групи;
в) VIII групи.

5.Відносна молекулярна маса оксиду елемента I групи дорівнює 144. Масова частка елемента в ньому — 88,89 %. Укажіть елемент:

а) Cu;	б) K;
в) Pb.

6. У ряду кислот HClO4 −H2SO4 −H3PO4 −H2SiO3 найбільш сильною кислотою є:

а) H3PO4;	б) H2SiO3;
в) HClO4;	г) H2SO4.

7.Елемент головної підгрупи IV групи утворює летку сполуку з Гідрогеном, масова частка цього елемента в якій — 5,2 %. Визначте цей елемент, укажіть формулу його вищого оксиду й леткої сполуки з Гідрогеном.

101

8.Напишіть схему будови атома, електронну формулу і схему розподілу електронів по квантових комірках:

а) для атома Фосфору;

б) для йона Алюмінію Al+3.

9.Двовалентний метал масою 2,5 г без залишку прореагував з водою. При цьому виділився газ об’ємом 1,4 л (н. у.). Визначте метал.

10.З допомогою алгоритму складіть характеристику Карбону за положенням у періодичній системі хімічних елементів.

Варіант ІІ

1.В основу класифікації хімічних елементів Д. І. Менделєєв поклав: а) валентність атомів хімічних елементів; б) властивості хімічних елементів; в) відносну атомну масу.

2.Ядро атома 20982 Pb містить відповідно протонів і нейтронів:

а) 82 і 82;	б) 82 і 127;
в) 82 і 107.

3.Укажіть, чим відрізняються між собою s- і p-орбіталі: а) тільки розміром; б) спіном;

в) формою та просторовою орієнтацією.

4.Електронна формула зовнішнього енергетичного рівня атома ns2np2 відповідає елементам головної підгрупи:

а) VI групи;	б) IV групи;
в) II групи.

5.Відносна густина леткої сполуки з Гідрогеном елемента головної підгрупи V групи за воднем дорівнює 17. Масова частка елемента в цій сполуці — 91,2 %. Укажіть елемент:

а) N;	б) As;
в) Pb.

6.У ряду гідроксидів LiOH−Be(OH)2 −H3BO3 −H2CO3 найбільш сильною основою є:

а) LiOH;	б) Be(OH) ;
в) H3BO3;	г) H2CO3. 2

7.Елемент головної підгрупи V групи утворює вищий оксид, масова частка Оксигену в якому — 74,07 %. Визначте цей елемент, укажіть формулу його вищого оксиду та леткої сполуки з Гідрогеном.

8.Напишіть схему будови атома, електронну формулу і схему розподілу електронів по квантових комірках для:

а) атома Магнію;

б) йона Сульфуру S−2.

9.Метал другої групи масою 6 г без залишку прореагував із розчином хлоридної кислоти. При цьому виділився газ об’ємом 5,6 л (н. у.). Визначте метал.

10.З допомогою алгоритму складіть характеристику Нітрогену за положенням у періодичній системі хімічних елементів.

Варіант ІІІ (див. Додаток до уроку на с. 104)

IІІ. Домашнє завдання

Підготувати повідомлення про життя й діяльність Д. І. Менделєєва.

102

ІІ семестр	Клас	Дата проведення уроку

Урок 54

тема. Значенняперіодичногозакону.ЖиттяідіяльністьД.І.Менделєєва

Цілі уроку: розкритирольПеріодичногозаконуякфундаментальногозакону природи, доказу єдності матеріального світу; показати його значення для розвитку природничих дисциплін, у тому числіхімії;ознайомитисязжиттямідіяльністюросійського вченого-хіміка Д. І. Менделєєва.

Тип уроку: узагальнення й систематизація знань. Форма роботи: навчальний семінар.

Обладнання: Періодична система хімічних елементів Д. І. Менделєєва, портрет Д. І. Менделєєва.

Хід уроку

І. Організація класу

ІІ. Аналіз контрольної роботи

Робота з класом з пояснення типових помилок, індивідуальна робота над помилками.

Семінар «Життя й діяльність Д. І. Менделєєва»

На дошці плакат:

Другого ничего в природе нет Ни здесь, ни там, в космических глубинах:

Все — от созвездий малых до планет — Из элементов состоит единых.

С. Щипачев. Читая Менделеева

1. Вступне слово вчителя

1 березня 2009 року виповниться 140 років від дня відкриття Д. І. Менделєєвим періодичного закону. Відкриттю закону передувала тривала й напружена наукова праця Менделєєва протягом 15 років (1854–1869), а подальшому його поглибленню було віддано ще 25 років (до початку 1907 р.).

Попередники Менделєєва (Деберейнер, Ньюлендс, Мейєр) зробили багато для підготовки відкриття періодичного закону. Але жоден із цих учених не наважився на підставі поміченої періодичності передбачати нові хімічні елементи. Жоден із них не зумів у повному обсязі охопити сукупність фізичних і хімічних властивостей елементів і утворюваних ними речовин, що розкривають усю глибину періодичного закону. Для них періодичність була лише способом класифікації, вони не побачили в ній фундаментального закону природи.

Мир сложен.

Он полон событий, сомнений,

Итайн бесконечных, и смелых догадок. Как чудо Природы Является гений

Ив хаосе этом

Находит порядок. Весь мир большой: Жара и стужа,

Планет круженье, свет зари — Все то, что видим мы снаружи, Законом связано внутри.

Найдется ль правило простое, Что целый мир объединит?

103

Таблицу Менделеев строит, Природы пишет Алфавит.

А. Чивилихин. На изображение таблицы элементов на стене дома

упамятника Д. И. Менделееву

2.Виступи учнів про життя й діяльність Д. І. Менделєєва

3.Завершальне слово вчителя

Цей закон і сьогодні, через 140 років, залишається одним із найважливіших законів хімії. Він об’єднує всі явища, що відбуваються в природі, підтверджує загальні закони розвитку природи:

yy закон переходу кількості в якість;

yy закон єдності й боротьби протилежностей; yy закон заперечення заперечення.

IІІ. Домашнє завдання

Творче завдання. Запропонуйте свої приклади дієвості періодичного закону в навколишньому світі.

Додаток до уроку 53

Варіант ІІІ контрольної роботи з теми «Періодичний закон і періодична система хімічних елементів Д. І. Менделєєва. Будова атома»

1.Число нейтронів у ядрі атома можна визначити так: а) від нуклонного числа відняти число електронів; б) від нуклонного числа відняти протонне число; в) дорівнює значенню протонного числа.

2.Ядро атома містить відповідно протонів і нейтронів:

а) 92 і 147;	б) 92 і 92;
в) 92 і 145.

3. Максимальна кількість електронів на третьому енергетичному рівні дорівнює:

а) 18;	б) 12;
в) 8.

4.Електронна формула зовнішнього енергетичного рівня атома ns2np5 відповідає елементам головної підгрупи:

а) V групи;	б) VI групи;
в) VII групи.

5.Відносна молекулярна маса оксиду тривалентного металу в 76 разів більша, ніж відносна молекулярна маса водню. Масова частка елемента в цій сполуці — 68,42 %. Укажіть елемент:

а) Cr;	б) Al;
в) Sc.

6.У ряді оксидів SiO2 −P2O5 −SO3 −Cl2O7 найсильніші кислотні властивості проявляє:

а) SiO2;	б) P2O5;
в) SO3;	г) Cl2O7.

7.Елемент головної підгрупи V групи утворює кислоту складу H3EO4, відносна молекулярна маса якої дорівнює 142, масова частка елемента в ній становить 52,82 %. Визначте цей елемент.

8.Напишіть схему будови атома, електронну формулу та схему розподілу електронів по квантових комірках для:

а) атома Хлору;

б) йона Натрію Na+ .

9.Лужний метал масою 5,75 г без залишку прореагував із водою. При цьому виділився газ об’ємом 2,8 л (н. у.). Визначте метал.

10.З допомогою алгоритму складіть характеристику Магнію за положенням у періодичній системі хімічних елементів.

104

ІІ семестр	Клас	Дата проведення уроку

Тема 4. Хімічний зв’язок і будова речовини

Урок 55

тема. Електроннаприродахімічногозв’язку.Поняттяпроелектронегативність

Цілі уроку: ознайомити учнів із причинами виникнення хімічного зв’язкуміжатомамивпроцесіутворенняпростихіскладних речовин, типами хімічного зв’язку; розкрити зміст поняття електронегативність та його застосування для визначення типу хімічного зв’язку; поглибити знання про періодичний законібудовуатоманаприкладіутворенняхімічногозв’язку між атомами різних хімічних елементів.

Тип уроку: засвоєння нових знань.

Форми роботи: розповідь учителя, фронтальна евристична бесіда. Обладнання: ПеріодичнасистемахімічнихелементівД.І.Менделєєва,та-

блицяелектронегативностей,схемибудовиатомівелементів I–III періодів.

Хід уроку

І. Організація класу

Вступне слово вчителя (загальні уявлення про місце досліджуваної теми в курсі хімії в школі, оголошення теми, плану й основних цілей теми).

II. Актуалізація опорних знань, мотивація навчальної діяльності

Фронтальна бесіда (робота з періодичною системою хімічних елементів

і схемами будови атомів хімічних елементів)

1.Назвіть хімічні елементи періодичної системи, що мають завершений зовнішній енергетичний рівень.

2.Наведіть приклади хімічних елементів з незавершеним зовнішнім енергетичним рівнем.

3.За якими властивостями відрізняються елементи із завершеним і незавершеним зовнішнім енергетичним рівнем?

4.Наведіть приклади елементів-металів.

5.Наведіть приклади елементів-неметалів.

6.Чим відрізняється будова зовнішнього енергетичного рівня в елементів металів і неметалів?

7.Наведіть приклади s-елементів, p-елементів, d-елементів, f-елементів.

Розповідь учителя

У природі рідко коли можна зустріти атоми у вільному стані. Найчастіше

вони утворюють велику кількість сполук з іншими атомами. Причина стійкості молекул полягає в тому, що між сполученими атомами в молекулі виникає хімічний зв’язок, в утворенні якого головну роль відіграють електрони зовнішнього рівня.

III. Вивчення нового матеріалу

Основна причина утворення зв’язку між атомами — їх прагнення утворити стійку електронну конфігурацію зовнішнього енергетичного рівня. Таким рівнем можна вважати восьмиелектронний завершений рівень ns2np6, наприклад у інертних елементів. Завершений рівень характеризується високою міцністю і стійкістю. У процесі хімічної взаємодії атоми прагнуть перетворити зовнішній енергетичний рівень так, щоб він став завершеним.

Упроцесіутворенняхімічногозв’язкуатомиперебудовуютьзовнішнійенергетичний рівень. При цьому атоми можуть віддавати або приєднувати (частково

105

чи повністю) електрони зовнішнього енергетичного рівня. Учення про будову атомів пояснює механізм утворення молекул простих і складних речовин, а також природу хімічного зв’язку. Кількісно здатність притягувати електрони зовнішнього енергетичного рівня інших атомів вимірюється поняттям електронегативності.

yy Який елемент має найбільшу електронегативність? yy Який елемент має найменшу електронегативність?

yy В яких елементів — металів чи неметалів — електронегативність менша? З допомогою таблиці електронегативностей розглянемо можливі схеми пе-

ретворення зовнішнього енергетичного рівня в металів і неметалів.

IV. Закріплення нового матеріалу

Побудуємо електронну формулу Натрію. Це метал, може лише віддавати електрони.

2311Na +11)2)8 )1 1s22s22p63s1

Охарактеризуємо зовнішній рівень атома Натрію: незавершений, один неспарений електрон. Атом Натрію легко може віддати один електрон, при цьому змінюється електронна формула:

2311Na+ +11)2)8 1s22s22p6

Зовнішній енергетичний рівень перетворюється на завершений (як в атома Неону, але атом стає зарядженою частинкою — позитивним йоном).

Аналогічно розглядаємо схеми будови атома Магнію та йона Магнію.

1224 Mg +12 )2)8 )2 1s22s22p63s2

1224 Mg+2 +12 )2)8 1s22s22p6

У йона Магнію зовнішній рівень завершений, як в атома Неону. Розглянемо атом Флуору. Це найсильніший неметал, має найвищу електро-

негативність, може лише приєднувати електрони.

199 F +9 )2)7 1s22s22p5

Незавершений сьомий електронний зовнішній рівень Флуору перетворюється на завершений, як в атома Неону.

199 F− +9 )2)8 1s22s22p6

Пропонуємо учням самостійно записати будову атома й електронні формули атома та йона Оксигену.

V. Підбиття підсумків уроку

yy У чому причина утворення хімічного зв’язку між атомами? yy Чому атоми різних елементів утримуються один біля одного?

yy Чому можливе утворення хімічного зв’язку й між атомами однакових, і між атомами різних хімічних елементів?

VI. Домашнє завдання

Опрацювати відповідний параграф підручника й відповісти на запитання.

106

ІІ семестр	Клас	Дата проведення уроку

Урок 56

тема. Ковалентний зв’язок, його види — полярний і неполярний. Утворення ковалентного неполярного й полярного видів зв’язку

Цілі уроку: ознайомити учнів із принципами утворення ковалентного неполярного й полярного видів зв’язку; формувати навички складання електронних формул речовин.

Тип уроку: засвоєння нових знань, умінь і навичок. Форми роботи: розповідь учителя, самостійна робота в групах.

Обладнання: Періодична система хімічних елементів Д. І. Менделєєва, таблицяелектронегативностей,схемибудовимолекулводню і флуороводню.

Хід уроку

І. Організація класу

II. Перевірка домашнього завдання. Актуалізація опорних знань

Робота біля дошки

1.Двоє учнів записують домашнє завдання.

2.Двоє учнів будують електронні формули атомів Літію та Хлору.

3.Як перетворити зовнішній енергетичний рівень цих атомів на завершений?

4.Який стан енергетично більш вигідний — Li чи Li+; F чи F− ?

III. Вивчення нового матеріалу

Розглянемо схему будови атома Гідрогену:

11H +1)1 1s1

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

Ядро вільного атома Гідрогену оточене сферичною симетричною електронною хмариною. 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 відбуваєть-

ся 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 узаємне відштовхування. Обидва електрони, кожен з яких раніше належав різним атомам, утворюють пари. У результаті виникає зв’язок між атомами Гідрогену. Кожен атом перетворює зовнішній електронний рівень на завершений, як в атома Ге-

лію. (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 якої притягання між атомами є максимальним. Ця відстань називається довжиною зв’язку. Характеристикою хімічного зв’язку також є енергія зв’язку й кут зв’язку.

Ковалентний зв’язок виникає не лише між однаковими атомами, але й між атомами різних хімічних елементів, наприклад у гідроген флуориді. Розглядаємо з учнями схему утворення молекул галогеноводнів.

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

107

між двома однаковими атомами Гідрогену. Спільна електронна пара розташовується симетрично щодо двох ядер, тому що вони мають однакову здатність притягувати електрони, тобто електронегативність. Такий зв’язок називається неполярним ковалентним зв’язком. Він утворюється між атомами елементів з однаковою електронегативністю. Наприклад (використовуємо таблицю елек-

тронегативностей): H2, Cl2, F2, PH3.

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

Різниця в електронегативностях не більш ніж 2.

Пропонуємо учням за таблицею електронегативностей підібрати пари елементів, які утворюють між собою ковалентний полярний зв’язок.

IV. Закріплення нового матеріалу

1.Серед наведених молекул укажіть молекули, утворені ковалентним полярним зв’язком:

HBr, N2, N2O5, O2, H2O, H2S. 2. Складіть схему утворення молекул.

V. Підбиття підсумків уроку

Ще раз звертаємо увагу учнів на те, що зовнішній рівень обох атомів став завершеним, в утворенні хімічного зв’язку беруть участь тільки електрони зовнішнього рівня.

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?

VI. Домашнє завдання

Опрацювати відповідний параграф підручника, відповісти на запитання. Скласти схему утворення молекули води.

108

ІІ семестр	Клас	Дата проведення уроку

Урок 57

тема. Йонний зв’язок Цілі уроку: розширитизнанняучнівпробудовуатомівметалівінеметалів

наприкладіутворенняйонів;ознайомитиучнівзмеханізмом утворення йонного зв’язку; розвивати навички складання електронних формул речовин.

Тип уроку: засвоєння нових знань, умінь і навичок.

Форми роботи: розповідь учителя, самостійна робота, групова робота. Обладнання: Періодична система хімічних елементів Д. І. Менделєєва,

таблиця електронегативностей, схеми будови молекули натрій хлориду.

Хід уроку

І. Організація класу

II. Перевірка домашнього завдання. Актуалізація опорних знань

На дошці виписані формули речовин.

HBr, N2, NH3, H2O, H2, NO2, O2, P2O5, НІ, Br2.

1.Виберіть із переліку:

варіант І — речовини з ковалентним полярним зв’язком; варіант ІІ — речовини з ковалентним неполярним зв’язком.

2.Укажіть, які електрони атомів Гідрогену і Брому беруть участь в утворенні хімічного зв’язку в молекулі НBr. Зобразіть електронну формулу цієї молекули.

3.Які електрони атомів Нітрогену й Фосфору беруть участь в утворенні хімічного зв’язку з атомами Гідрогену? Скільки ковалентних зв’язків може утворити кожен із цих атомів.

4.Використовуючи значення електронегативностей, поясніть, у якому напрямку будуть зміщатися спільні електронні пари.

5.Який із хімічних зв’язків: H −Cl, H −Br, H −I, H −P, H −S — є найбільш полярним? Скористаємося таблицею електронегативностей, знайдемо різницю електронегативностей атомів. Там, де ця різниця найбільша, зв’язок більш полярний.

6.Учні самостійно виконують завдання.

Оксиген утворює хімічні зв’язки з Літієм, Карбоном, Бором, Фосфором. Складіть молекулярні формули цих речовин, укажіть, використовуючи значення електронегативностей, який із цих зв’язків найбільш полярний, а який найменш полярний.

III. Вивчення нового матеріалу

Розглянемо процес утворення йонів на прикладі атомів Натрію і Хлору. Два учні на дошці зображають схему будови атомів Натрію і Хлору.

— Охарактеризуйте зовнішній енергетичний рівень цих атомів.

Натрій — зовнішній рівень незавершений, має один електрон, для перетворення цього рівня на завершений атом Натрію може віддати один електрон, при цьому він перетвориться на позитивний йон (катіон).

Хлор — зовнішній рівень незавершений, має сім електронів, для перетворення на завершений йому необхідно прийняти один електрон, у результаті атом Хлору перетвориться на негативний йон (аніон).

Такі йони мають завершений зовнішній енергетичний рівень. Між ними виникають сили притягання й утворюється хімічний зв’язок, що називається йонним. У цьому випадку спільна електронна пара переходить у володіння більш електронегативного атома (різниця в електронегативностях більш ніж 2).

Утворені сполуки мають йонний зв’язок (розглядаємо схему утворення йон-

ного зв’язку між атомами Натрію і Хлору).

109

IV. Закріплення вмінь і навичок

1.Складіть схему утворення молекул Li, HF, F2. Визначте вид хімічного зв’язку в утворених молекулах.

2.Самостійна робота за варіантами з узаємоперевіркою.

Варіант І

Завдання 1. Сульфур утворює хімічний зв’язок з атомами: Калій, Гідроген, Карбон. Який зі зв’язків буде найбільш полярним?

Завдання 2. Складіть схему утворення молекули: NaF, H2O. Укажіть вид хімічного зв’язку. Які електрони беруть участь в утворенні хімічного зв’язку в цих молекулах?

Варіант ІІ Завдання 1. Оксиген утворює хімічний зв’язок з атомами: Магній, Силіцій,

Сульфур. Який зі зв’язків буде найбільш полярним?

Завдання 2. Складіть схему утворення молекули: LiCl, H2S. Укажіть вид хімічного зв’язку. Які електрони беруть участь в утворенні хімічного зв’язку в цих молекулах?

V. Підбиття підсумків уроку

Після виконання самостійної роботи обговорюємо результати, коригуємо відповіді учнів, акцентуємо увагу на типових помилках, аналізуємо недоліки, ще раз повторюємо ключові моменти досліджуваної теми.

1.Які види хімічного зв’язку ви знаєте?

2.Чи можна стверджувати, що ковалентний зв’язок виникає між атомами неметалів?

3.Чи можна стверджувати, що йонний зв’язок можливий лише між атомами металів і неметалів?

4.Чи можуть метали утворювати негативні йони?

5.Чи можуть неметали утворювати позитивні йони?

VI. Домашнє завдання

Опрацювати відповідний параграф підручника й відповісти на запитання.

110