В уроке 11 «» из курса «Химия для чайников » мы узнаем кем и когда был открыт закон сохранения массы веществ; познакомимся с химическими уравнениями и научимся правильно расставлять в них коэффициенты.

До сих пор при рассмотрении химических реакций мы обращали внимание на их качественную сторону, т. е. на то, как и при каких условиях исходные вещества превращаются в продукты реакций. Но в химических явлениях существует и другая сторона - количественная .

Изменяется ли масса веществ, вступивших в химическую реакцию? В поиске ответа на этот вопрос английский ученый Р. Бойль еще в XVII в. провел множество опытов по прокаливанию свинца в запаянных сосудах. После окончания опытов он вскрывал сосуды и взвешивал продукты реакции. В результате Бойль пришел к выводу, что масса вещества после реакции больше массы исходного металла. Он объяснил это присоединением к металлу некой «огненной материи».

Опыты Р. Бойля по прокаливанию металлов повторил русский ученый М. В. Ломоносов в 1748 г. Прокаливание железа он проводил в специальной колбе (реторте) (рис. 56), которая была герметически запаяна. В отличие от Бойля после реакции он оставлял реторту запаянной. Взвешивание реторты после реакции показало, что ее масса не изменилась. Это свидетельствовало о том, что, хотя между металлом и веществом, содержащемся в воздухе, произошла химическая реакция, сумма масс исходных веществ равна массе продукта реакции.

М. В. Ломоносов сделал вывод: «Все перемены, в натуре случающиеся, суть такого состояния, что сколько чего у одного тела отнимется, столько присовокупится к другому, так ежели где убудет несколько материи, то умножится в другом месте ».

В 1789 г. французский химик А. Лавуазье доказал, что прокаливание металлов - это процесс их взаимодействия с одной из составных частей воздуха - кислородом. На основе работ М. В. Ломоносова и А. Лавуазье был сформулирован закон сохранения массы веществ в химических реакциях .

Масса веществ, вступивших в химическую реакцию, равна массе веществ, образовавшихся в результате реакции.

При химических реакциях атомы не исчезают бесследно и не возникают из ничего. Их число остается неизменным. А так как они имеют постоянную массу , то и масса образованных ими веществ также остается постоянной.

Закон сохранения массы веществ можно проверить экспериментально. Для этого используют прибор, показанный на рисунке 57, а, б. Главная его часть - двухколенная пробирка. В одно колено нальем известковую воду, во второе - раствор медного купороса. Уравновесим прибор на весах, а затем смешаем оба раствора в одном колене. При этом мы увидим, что выпадает голубой осадок нового вещества. Образование осадка подтверждает, что произошла химическая реакция. Масса прибора при этом остается прежней. Это означает, что в результате химической реакции масса веществ не изменяется.

Закон важен для правильного понимания всего совершающегося в природе: ничто не может исчезнуть бесследно и возникнуть из ничего .

Химические реакции можно изобразить, используя химический язык формул. Химические элементы обозначают химическими символами, состав веществ записывают при помощи химических формул, химические реакции выражают при помощи химических уравнений , т. е. так же, как из букв составляются слова, из слов - предложения.

Уравнение химической реакции (химическое уравнение) - это условная запись реакции при помощи химических формул и знаков «+» и «=».

Закон сохранения массы веществ в химических реакциях должен соблюдаться и при составлении уравнений химических реакций . Как и в математических уравнениях, в уравнениях химических реакций имеется левая часть (где записываются формулы исходных веществ) и правая часть (где записываются формулы продуктов реакции). Например (рис. 58):

При написании уравнений химических реакций знак «+» (плюс) соединяет формулы веществ в левой и правой частях уравнения. Так как масса веществ до реакции равна массе образовавшихся веществ, используется знак «=» (равно), который связывает левую и правую части уравнения. Для уравнивания числа атомов в левой и правой частях уравнения используются числа перед формулами веществ. Эти числа называются коэффициентами химических уравнений и показывают число молекул или формульных единиц. Поскольку 1 моль любого вещества состоит из одинакового числа структурных единиц (6,02*10 23), то коэффициенты показывают и химические количества каждого из веществ :

При написании химических уравнений применяют также и специальные знаки, например знак «↓», обозначающий, что вещество образует осадок.

Закон сохранения массы.

Масса веществ, вступающих в химическую реакцию, равна массе веществ, образующихся в результате реакции.

Закон сохранения массы является частным случаем общего закона природы – закона сохранения материи и энергии. На основании этого закона химические реакции можно отобразить с помощью химических уравнений, используя химические формулы веществ и стехиометрические коэффициенты, отражающие относительные количества (число молей) участвующих в реакции веществ.

Например, реакция горения метана записывается следующим образом:

Закон сохранения массы веществ

(М.В.Ломоносов, 1748 г.; А.Лавуазье, 1789 г.)

Масса всех веществ, вступивших в химическую реакцию, равна массе всех продуктов реакции.

Атомно-молекулярное учение этот закон объясняет следующим образом: в результате химических реакций атомы не исчезают и не возникают, а происходит их перегруппировка (т.е. химическое превращение- это процесс разрыва одних связей между атомами и образование других, в результате чего из молекул исходных веществ получаются молекулы продуктов реакции). Поскольку число атомов до и после реакции остается неизменным, то их общая масса также изменяться не должна. Под массой понимали величину, характеризующую количество материи.

В начале 20 века формулировка закона сохранения массы подверглась пересмотру в связи с появлением теории относительности (А.Эйнштейн, 1905 г.), согласно которой масса тела зависит от его скорости и, следовательно, характеризует не только количество материи, но и ее движение. Полученная телом энергия E связана с увеличением его массы mсоотношением E = m c 2 , где с - скорость света. Это соотношение не используется в химических реакциях, т.к. 1 кДж энергии соответствует изменению массы на ~10 -11 г и mпрактически не может быть измерено. В ядерных реакциях, где Е в ~10 6 раз больше, чем в химических реакциях, m следует учитывать.

Исходя из закона сохранения массы, можно составлять уравнения химических реакций и по ним производить расчеты. Он является основой количественного химического анализа.

Закон постоянства состава

Закон постоянства состава (Ж.Л. Пруст , 1801 -1808гг .) - любое определенное химически чистое соединение независимо от способа его получения состоит из одних и тех же химических элементов , причем отношения их масс постоянны, а относительные числа их атомов выражаются целыми числами. Это один из основных законов химии .

Закон постоянства состава не выполняется для бертоллидов (соединений переменного состава). Однако условно для простоты состав многих бертоллидов записывают как постоянный. Например, состав оксида железа(II) записывают в виде FeO (вместо более точной формулы Fe 1-x O).

Закон кратных отношений

Закон кратных отношений - один из стехиометрических законов химии : если два вещества (простых или сложных ) образуют друг с другом более одного соединения, то массы одного вещества, приходящиеся на одну и ту же массу другого вещества, относятся как целые числа , обычно небольшие.

Примеры

1) Состав оксидов азота (в процентах по массе) выражается следующими числами:

Разделив числа нижней строки на 0,57, видим, что они относятся как 1:2:3:4:5.

2) Хлористый кальций образует с водой 4 кристаллогидрата , состав которых выражается формулами: CaCl 2 ·H 2 O, CaCl 2 ·2H 2 O, CaCl 2 ·4H 2 O, CaCl 2 ·6H 2 O, т. е. во всех этих соединениях массы воды, приходящиеся на одну молекулу CaCl 2 , относятся как 1: 2: 4: 6.

Закон объемных отношений

(Гей-Люссак, 1808 г.)

"Объемы газов, вступающих в химические реакции, и объемы газов, образующихся в результате реакции, относятся между собой как небольшие целые числа".

Следствие. Стехиометрические коэффициенты в уравнениях химических реакций для молекул газообразных веществ показывают, в каких объемных отношениях реагируют или получаются газообразные вещества.

2CO + O 2  2CO 2

При окислении двух объемов оксида углерода (II) одним объемом кислорода образуется 2 объема углекислого газа, т.е. объем исходной реакционной смеси уменьшается на 1 объем.

b) При синтезе аммиака из элементов:

n 2 + 3h 2  2nh 3

Один объем азота реагирует с тремя объемами водорода; образуется при этом 2 объема аммиака - объем исходной газообразной реакционной массы уменьшится в 2 раза.

Уравнение Клайперона-Менделеева

Если записать объединенный газовый закон для любой массы любого газа, то получается уравнение Клайперона-Менделеева:

где m - масса газа; M - молекулярная масса; p - давление; V - объем; T - абсолютная температура (°К); R - универсальная газовая постоянная (8,314 Дж/(моль К) или 0,082 л атм/(моль К)).

Для данной массы конкретного газа отношение m / M постоянно, поэтому из уравнения Клайперона-Менделеева получается объединенный газовый закон.

Какой объем займет при температуре 17°C и давлении 250 кПа оксид углерода (II) массой 84 г?

Количество моль CO равно:

 (CO) = m(CO) / M(CO) = 84 / 28 = 3 моль

Объем CO при н.у. составляет

3 22,4 л = 67,2 л

Из объединенного газового закона Бойля-Мариотта и Гей-Люссака:

(P V) / T = (P 0 V 0) / T 2

V (CO) = (P 0 T V 0) / (P T 0) = (101,3 (273 + 17) 67,2) / (250 273) = 28,93 л

Относительная плотность газов показывает, во сколько раз 1 моль одного газа тяжелее (или легче) 1 моля другого газа.

D A(B) = (B)  (A) = M (B) / M (A)

Средняя молекулярная масса смеси газов равна общей массе смеси, деленной на общее число молей:

M ср = (m 1 +.... + m n) / ( 1 +.... +  n) = (M 1 V 1 + .... M n V n) / ( 1 +.... +  n)

ЗАКОН СОХРАНЕНИЯ ЭНЕРГИИ : в изолир. системе энергия системы остается постоянной, возможны лишь переходы одного вида энергии в другой. В термодинамике сохранения энергии закону соответствует первое начало термодинамики, к-рое выражается ур-нием Q = DU + W, где Q-кол-во сообщенной системе теплоты, DU-изменение внутр. энергии системы, W - совершенная системой работа. Частный случай сохранения энергии закона-Гесса закон.

Понятие энергии подверглось пересмотру в связи с появлением теории относительности (А. Эйнштейн, 1905): полная энергия E пропорциональна массе т и связана с ней соотношением Е = тс2, где с-скорость света. Поэтому массу можно выражать в единицах энергии и сформулировать более общий закон сохранения массы и энергии: в изо-лир. системе сумма масс и энергии постоянна и возможны лишь превращения в строго эквивалентных соотношениях одних форм энергии в другие и эквивалентно связанные друг с другом изменения массы и энергии.

Закон эквивалентов

вещества взаимодействуют друг с другом в количествах, пропорциональных их эквивалентам. При решении некоторых задач удобнее пользоваться другой формулировкой этого закона: массы (объемы) реагирующих друг с другом веществ пропорциональны их эквивалентным массам (объемам).

эквивалентов: химические элементы соединяются друг с другом в строго определенных количествах, соответствующих их эквивалентам. Математическое выражение закона эквивалентов имеет следующий вид: где m1 и m2 - массы реагирующих или образующихся веществ, m экв(1) и m экв(2) - эквивалентные массы этих веществ.

Например: некоторое количество металла, эквивалентная масса которого равна 28г/моль, вытесняет из кислоты 0,7 л водорода, измеренного при нормальных условиях. Определить массу металла. Решение: зная, что эквивалентный объем водорода равен 11,2 л/моль, составляет пропорцию: 28 г металла эквивалентны 11,2 л водорода х г металла эквивалентны 0,7 л водорода. Тогда х=0,7*28/11,2= 1,75 г.

Для определения эквивалента или эквивалентной массы необязательно исходить из его соединения с водородом. Их можно определить по составу соединения данного элемента с любым другим, эквивалент которого известен.

Например: при соединении 5,6 г железа с серой образовалось 8,8 г сульфида железа. Нужно найти эквивалентную массу железа и его эквивалент, если известно, что эквивалентная масса серы равна 16 г/моль. Решение: из условия задачи следует, что в сульфиде железа на 5,6 г железа приходится 8,8-5,6=3,2 г серы. Согласно закону эквивалентов, массы взаимодействующих веществ пропорциональны их эквивалентным массам, то есть 5,6 г железа эквивалентны 3,2 г серы mэкв (Fе) эквивалентна 16 г/моль серы. Отсюда следует, что m3KB(Fe) = 5,6*16/3,2=28 г/моль. Эквивалент железа равен: 3=mэкв(Fe)/M(Fe)=28 г/моль:56 г/моль=1/2. Следовательно, эквивалент железа равен 1/2 моля, то есть в 1 моле железа содержится 2 эквивалента.

Закон Авогадро

Следствия закона

Первое следствие из закона Авогадро: один мольлюбого газа при одинаковых условиях занимает одинаковый объём .

В частности, при нормальных условиях, т. е. при 0 °C (273К) и 101,3 кПа, объём 1 моля газа, равен 22,4 л. Этот объём называют молярным объёмом газа V m . Пересчитать эту величину на другие температуру и давление можно с помощью уравнения Менделеева-Клапейрона:

.

Второе следствие из закона Авогадро: молярная масса первого газа равна произведению молярной массы второго газа на относительную плотность первого газа по второму .

Положение это имело громадное значение для развития химии, так как оно дает возможность определять частичный вес тел, способных переходить в газообразное или парообразное состояние. Если через m мы обозначим частичный вес тела, и через d - удельный вес его в парообразном состоянии, то отношение m / d должно быть постоянным для всех тел. Опыт показал, что для всех изученных тел, переходящих в пар без разложения, эта постоянная равна 28,9, если при определении частичного веса исходить из удельного веса воздуха, принимаемого за единицу, но эта постоянная будет равняться 2, если принять за единицуудельный весводорода. Обозначив эту постоянную, или, что то же, общий всем парам и газам частичный объём черезС , мы из формулы имеем с другой стороны m = dC . Так как удельный вес параопределяется легко, то, подставляя значениеd в формулу, выводится и неизвестный частичный вес данного тела.

Термохимия

Тепловой эффект химической реакции

Материал из Википедии - свободной энциклопедии

Тепловой эффект химической реакции или изменение энтальпии системы вследствие протекания химической реакции - отнесенное к изменению химической переменной количество теплоты, полученное системой, в которой прошла химическая реакция и продукты реакции приняли температуру реагентов.

Чтобы тепловой эффект являлся величиной, зависящей только от характера протекающей химической реакции, необходимо соблюдение следующих условий:

Реакция должна протекать либо при постоянном объёме Q v (изохорный процесс), либо при постоянном давлении Q p (изобарный процесс ).

В системе не совершается никакой работы, кроме возможной при P = const работы расширения.

Если реакцию проводят при стандартных условиях при Т = 298,15 К = 25 ˚С и Р = 1 атм = 101325 Па, тепловой эффект называют стандартным тепловым эффектом реакции или стандартной энтальпией реакции ΔH r O . В термохимии стандартный тепловой эффект реакции рассчитывают с помощью стандартных энтальпий образования.

Стандартная энтальпия образования (стандартная теплота образования)

Под стандартной теплотой образования понимают тепловой эффект реакции образования одного моля вещества из простых веществ, его составляющих, находящихся в устойчивыхстандартных состояниях .

Например, стандартная энтальпия образования 1 моль метана из углерода и водорода равна тепловому эффекту реакции:

С(тв) + 2H 2 (г) = CH 4 (г) + 76 кДж/моль.

Стандартная энтальпия образования обозначается ΔH f O . Здесь индекс f означает formation (образование), а перечеркнутый кружок, напоминающий диск Плимсоля - то, что величина относится к стандартному состоянию вещества. В литературе часто встречается другое обозначение стандартной энтальпии - ΔH 298,15 0 , где 0 указывает на равенство давления одной атмосфере (или, несколько более точно, на стандартные условия ), а 298,15 - температура. Иногда индекс 0 используют для величин, относящихся к чистому веществу , оговаривая, что обозначать им стандартные термодинамические величины можно только тогда, когда в качестве стандартного состояния выбрано именно чистое вещество . Стандартным также может быть принято, например, состояние вещества в предельно разбавленном растворе. «Диск Плимсоля» в таком случае означает собственно стандартное состояние вещества, независимо от его выбора.

Энтальпия образования простых веществ принимается равной нулю, причем нулевое значение энтальпии образования относится к агрегатному состоянию, устойчивому при T = 298 K. Например, для йода в кристаллическом состоянии ΔH I2(тв) 0 = 0 кДж/моль, а для жидкого йода ΔH I2(ж) 0 = 22 кДж/моль. Энтальпии образования простых веществ при стандартных условиях являются их основными энергетическими характеристиками.

Тепловой эффект любой реакции находится как разность между суммой теплот образования всех продуктов и суммой теплот образования всех реагентов в данной реакции (следствиезакона Гесса ):

ΔH реакции O = ΣΔH f O (продукты) - ΣΔH f O (реагенты)

Термохимические эффекты можно включать в химические реакции. Химические уравнения в которых указано количество выделившейся или поглощенной теплоты, называются термохимическими уравнениями. Реакции, сопровождающиеcя выделением тепла в окружающую среду имеют отрицательный тепловой эффект и называются экзотермическими . Реакции, сопровождающиеся поглощением тепла имеют положительный тепловой эффект и называются эндотермическими . Тепловой эффект обычно относится к одному молю прореагировавшего исходного вещества, стехиометрический коэффициент которого максимален.

Температурная зависимость теплового эффекта (энтальпии) реакции

Чтобы рассчитать температурную зависимость энтальпии реакции, необходимо знать мольные теплоемкости веществ, участвующих в реакции. Изменение энтальпии реакции при увеличении температуры от Т 1 до Т 2 рассчитывают по закону Кирхгофа (предполагается, что в данном интервале температур мольные теплоемкости не зависят от температуры и нет фазовых превращений ):

Если в данном интервале температур происходят фазовые превращения, то при расчёте необходимо учесть теплоты соответствующих превращений, а также изменение температурной зависимости теплоемкости веществ, претерпевших такие превращения:

где ΔC p (T 1 ,T f) - изменение теплоемкости в интервале температур от Т 1 до температуры фазового перехода; ΔC p (T f ,T 2) - изменение теплоемкости в интервале температур от температуры фазового перехода до конечной температуры, и T f - температура фазового перехода.

Стандартная энтальпия сгорания

Стандартная энтальпия сгорания - ΔH гор о, тепловой эффект реакции сгорания одного моля вещества в кислороде до образования оксидов в высшей степени окисления. Теплота сгорания негорючих веществ принимается равной нулю.

Стандартная энтальпия растворения

Стандартная энтальпия растворения - ΔH раств о, тепловой эффект процесса растворения 1 моля вещества в бесконечно большом количестве растворителя. Складывается из теплоты разрушения кристаллической решетки и теплоты гидратации (или теплоты сольватации для неводных растворов), выделяющейся в результате взаимодействия молекул растворителя с молекулами или ионами растворяемого вещества с образованием соединений переменного состава - гидратов (сольватов). Разрушение кристаллической решетки, как правило, эндотермический процесс - ΔH реш > 0, а гидратация ионов - экзотермический, ΔH гидр < 0. В зависимости от соотношения значений ΔH реш и ΔH гидр энтальпия растворения может иметь как положительное, так и отрицательное значение. Так растворение кристаллического гидроксида калия сопровождается выделением тепла:

ΔH раствKOH о = ΔH реш о + ΔH гидрК +о + ΔH гидрOH −о = −59 КДж/моль

Под энтальпией гидратации - ΔH гидр, понимается теплота, которая выделяется при переходе 1 моля ионов из вакуума в раствор.

Стандартная энтальпия нейтрализации

Стандартная энтальпия нейтрализации - ΔH нейтр о энтальпия реакции взаимодействия сильных кислот и оснований с образованием 1 моля воды при стандартных условиях:

HCl + NaOH = NaCl + H 2 O

H + + OH − = H 2 O, ΔH нейтр ° = −55,9 кДж/моль

Стандартная энтальпия нейтрализации для концентрированных растворов сильных электролитов зависит от концентрации ионов, вследствие изменения значения ΔH гидратации ° ионов при разбавлении.

Энтальпия

Энтальпия - это свойство вещества, указывающее количество энергии, которую можно преобразовать в теплоту.

Энтальпия - это термодинамическое свойство вещества, которое указывает уровень энергии, сохраненной в его молекулярной структуре. Это значит, что, хотя вещество может обладать энергией на основании температуры и давления, не всю ее можно преобразовать в теплоту. Часть внутренней энергии всегда остается в веществе и поддерживает его молекулярную структуру. Часть кинетической энергии вещества недоступна, когда его температура приближается к температуре окружающей среды. Следовательно, энтальпия - это количество энергии, которая доступна для преобразования в теплоту при определенной температуре и давлении.Единицы энтальпии - британская тепловая единица или джоуль для энергии и Btu/lbm или Дж/кг для удельной энергии.

Количество энтальпии

Количество энтальпии вещества основано на его данной температуре. Данная температура - это значение, которая выбрано учеными и инженерами, как основание для вычислений. Это температура, при которой энтальпия вещества равна нулю Дж. Другими словами, у вещества нет доступной энергии, которую можно преобразовать в теплоту. Данная температура у различных веществ разная. Например, данная температура воды - это тройная точка (О °С), азота −150°С, а хладагентов на основе метана и этана −40°С.

Если температура вещества выше его данной температуры или изменяет состояние на газообразное при данной температуре, энтальпия выражается положительным числом. И наоборот при температуре ниже данной энтальпия вещества выражается отрицательным числом. Энтальпия используется в вычислениях для определения разницы уровней энергии между двумя состояниями. Это необходимо для настройки оборудования и определения коэффициента полезного действия процесса.

Энтальпию часто определяют как полную энергию вещества , так как она равна сумме его внутренней энергии (и) в данном состоянии наряду с его способностью проделать работу (pv). Но в действительности энтальпия не указывает полную энергию вещества при данной температуре выше абсолютного нуля (-273°С). Следовательно, вместо того, чтобы определять энтальпию как полную теплоту вещества, более точно определять ее как общее количество доступной энергии вещества, которое можно преобразовать в теплоту. H = U + pV

Внутренняя энергия

Вну́тренняя эне́ргия тела (обозначается как E или U) - это сумма энергий молекулярных взаимодействий и тепловых движений молекулы. Внутренняя энергия является однозначной функцией состояния системы. Это означает, что всякий раз, когда система оказывается в данном состоянии, её внутренняя энергия принимает присущее этому состоянию значение, независимо от предыстории системы. Следовательно, изменение внутренней энергии при переходе из одного состояния в другое будет всегда равно разности между ее значениями в конечном и начальном состояниях, независимо от пути, по которому совершался переход.

Внутреннюю энергию тела нельзя измерить напрямую. Можно определить только изменение внутренней энергии:

Подведённая к телу теплота , измеренная в джоулях

- работа , совершаемая телом против внешних сил, измеренная в джоулях

Эта формула является математическим выражением первого начала термодинамики

Для квазистатических процессов выполняется следующее соотношение:

-температура , измеренная в кельвинах

-энтропия , измеренная в джоулях/кельвин

-давление , измеренное в паскалях

-химический потенциал

Количество частиц в системе

Идеальные газы

Согласно закону Джоуля, выведенному эмпирически, внутренняя энергия идеального газа не зависит от давления или объёма. Исходя из этого факта, можно получить выражение для изменения внутренней энергии идеального газа. По определению молярной теплоёмкости при постоянном объёме, . Так как внутренняя энергия идеального газа является функцией только от температуры, то

.

Эта же формула верна и для вычисления изменения внутренней энергии любого тела, но только в процессах при постоянном объёме (изохорных процессах ); в общем случае C V (T ,V ) является функцией и температуры, и объёма.

Если пренебречь изменением молярной теплоёмкости при изменении температуры, получим:

ΔU = νC V ΔT ,

где ν - количество вещества, ΔT - изменение температуры.

ВНУТРЕННЯЯ ЭНЕРГИЯ ВЕЩЕСТВА, ТЕЛА, СИСТЕМЫ

(Греч.: ένέργια - деятельность , энергия ). Внутренняя энергия - это часть полной энергии тела (системы тел ): E = E k + E p + U , где E k - кинетическая энергия макроскопического движения системы, E p - потенциальная энергия , обусловленная наличием внешних силовых полей (гравитационного, электрического и т.д.), U - внутренняя энергия. Внутренняя энергия вещества , тела, системы тел - функция состояния , определяемая как полный запас энергии внутреннего состояния вещества, тела, системы, изменяющийся (высвобождающийся) в процессе химической реакции , теплообмена и выполнения работы . Составляющие внутренней энергии: (а) кинетическая энергия теплового вероятностного движения частиц (атомов, молекул, ионов и др.), составляющих вещество (тело, систему); (б) потенциальная энергия частиц, обусловленная их межмолекулярным взаимодействием ; (в) энергия электронов в электронных оболочках, атомов и ионов; (г) внутриядерная энергия. Внутренняя энергия не связана с процессом изменения состояния системы. При любых изменениях системы внутренняя энергия системы вместе с ее окружением остается постоянной. То есть внутренняя энергия не утрачивается и не приобретается. Вместе с тем, энергия может переходить от одной части системы к другой или превращаться из одной формы в другую. Это одна из формулировок закона сохранения энергии - первый закон термодинамики. Часть внутренней энергии, может превращаться в работу. Эту часть внутренней энергии называют свободной энергией - G . (В химических соединениях ее называют химическим потенциалом ). Остальную часть внутренней энергии, которая не может превращаться в работу, называют связанной энергией - W b .

Энтропия

Энтропи́я (от греч. ἐντροπία - поворот, превращение) в естественных науках - мера беспорядка системы , состоящей из многих элементов . В частности, в статистической физике - мера вероятности осуществления какого-либо макроскопического состояния; в теории информации - мера неопределённости какого-либо опыта (испытания), который может иметь разные исходы, а значит и количество информации ; в исторической науке , для экспликации феномена альтернативности истории (инвариантности и вариативности исторического процесса).

Тема урока: Закон сохранения массы веществ. Химические уравнения

Образовательные задачи:

Повторить понятия о физических и химических явлениях, химических реакциях и их сути;

На основании демонстрационного эксперимента подвести учащихся к открытию закона сохранения массы веществ;

Используя видеофрагмент электронного приложения к учебнику, познакомить учащихся с исторической справкой открытия закона сохранения массы веществ;

Показать значение открытия закона в химии и для производства;

Развивающие задачи:

Способствовать развитию навыков самостоятельной и групповой работы;

Способствовать развитию познавательной активности учащихся на уроке через применение видеофрагментов электронного приложения;

Развивать логическое мышление учащихся для умения объяснять результаты демонстрационного эксперимента;

Развивать умение применять закон сохранения массы веществ для решения задач и составления уравнений реакций.

Воспитательные задачи:

Продолжать воспитание аккуратности у учащихся в оформлении записи при решении задач и написания уравнений реакций;

Способствовать формированию у учащихся умения выслушивать мнение других, владению различными формами устных выступлений, оценке разных точек зрения.

Воспитывать культуру умственного труда, диалектико-материалистическое восприятие мира.

Тип урока: Урок усвоения новых знаний.

Формы и методы: рассказ,беседа,самостоятельная работа, работа с учебником, наглядный, работа в группах.

Оборудование: ноутбук,мультимедийный проектор, интерактивная доска, электронное приложение, ПСХЭ, весы, прибор для демонстрации закона сохранения массы веществ.

Реактивы: Растворы сульфата натрия и хлорида бария.

Демонстрации: 1) взаимодействие хлорида бария и сульфата натрия на весах; 2) видеофрагменты электронного приложения к учебнику.

Ожидаемый результат:

Ученик:

даёт определение закону сохранения массы веществ, знает его суть;

расставляет коэффициенты в уравнениях химических реакций;

рассчитывает массу вещества (продукта или реагента), используя закон сохранения массы веществ.

ХОД УРОКА

I . Организация учащихся к уроку.

II . Актуализация опорных знаний. Мотивация учебной деятельности. Постановка проблемного вопроса.

1. Фронтальный опрос

«ИГРА – упражнение». Учитель перечисляет физические и химические явления. Учащиеся внимательно слушают. Если названо химическое явление, то они поднимают руку вверх. Ученик, ответивший не верно, даёт определение физического или химического явления и приводит дополнительно свой пример:

а) скисание молока;

б) брожение винограда;

в) таяние льда;

г) ржавление гвоздя;

д) плавление парафина;

е) испарение спирта;

ж) кипячение дистиллированной воды;

з) горение природного газа;

и) образование инея;

к) гниение мусора.

2. Беседа

Учитель: Вспомните опыт по горению серы при изучении темы «Физические и химические явления». Как мы записывали схему данной химической реакции? (ученик на доске записывает схему химической реакции при помощи химических формул S + O 2 SO 2 , в это время с классом фронтально проверяем механизм записи схемы химической реакции, который был отработан на том уроке).

Как называются исходные и конечные вещества в схеме реакции?

Что происходит с атомами серы и кислорода по окончании химической реакции, судя по её схеме?

3. Определение темы и цели урока, её значимости в химической науке.

Учитель: Сегодня на уроке перед нами стоит чрезвычайно ответственная миссия – открыть для себя один из важнейших законов природы, науки. Вы попробуете себя в роли теоретиков и частично практиков, решая несложные упражнения и задачи.

Через несколько минут вы самостоятельно сформулируете тему сегодняшнего урока.

Девизом нашего урока будут слова английского философа Ф. Бекона: «Истина – дочь времени, а не авторитета» . Будьте внимательными, так как в конце урока я попрошу вас объяснить, что понимал автор под этим высказыванием. А ещё вы должны дать ответ на ключевой вопрос: «Как химики познают мир веществ?».

Беседа

Учитель: Вернёмся снова к известной нам схеме химической реакции горения простого вещества серы. Как вы думаете: В чём суть химической реакции? (атомы Серы и Кислорода не исчезают, и новые атомы не появляются, а происходит их перегруппировка, в результате чего образуется новое вещество эс-О-два ). Итак, суть химической реакции – перегруппировка атомов элементов вследствие чего происходит образование новых веществ .

Учитель: Изменяется ли количество атомов до и после реакции? (число атомов элементов не изменяется).

Учитель: Изменяется ли масса атомов Серы и Кислорода до и после реакции? (масса атомов элементов Серы и Кислорода не изменяется).

Учитель: Так, изменяется ли общая масса веществ до и после реакции?

(масса веществ до и после реакции не изменяется).

Рассказ учителя

Такое наше теоретическое предположение, которое в науке называют Гипотезой . Гипотеза – это мысль, предположение, которое требует доказательства. Когда гипотеза подтверждается практически, экспериментально, тогда она стаёт Законом .

Определите тему нашего урока (учащиеся формулируют тему урока)

III . Изучение нового материала.

1. История открытия закона.

Рассказ с сопровождением видеофрагментов

Учитель: В 1676 году английский физик и химик Роберт Бойль провёл такой опыт: он взвесил запаянную реторту с порошком металла, длительное время нагревал её, потом охладил до комнатной температуры, вскрыл реторту и снова взвесил. Вес реторты с содержимым увеличился. На основании чего Р. Бойль делает вывод, что масса прокалённого металла увеличивается за счёт соединения металла с «огненной силой», которая проникает через стенки реторты (видеофрагмент 1 ). Такие частицы «огненной силы» в то время называли флогистонами . Существовала даже целая теория флогистона.

Однако, согласно наших теоретических рассуждений масса веществ до реакции и после реакции должна быть неизменной!

ТАК КТО ОШИБАЕТСЯ? Мы или Р. Бойль? Что нам остаётся сделать? Правильно! Провести собственный эксперимент!

Демонстрация. Перед проведением эксперимента уравновесим сосуд Ландоля (двухколенная пробирка) на технических весах. В одно колено наливаем бесцветный раствор хлорида бария, а другое – бесцветный раствор сульфата натрия. Наклонив пробирку, переливаем содержимое одного колена к содержимому другого, т.е. смешиваем прозрачные вещества. Наблюдаем образование белого осадка.

Учитель: О чём свидетельствует данный признак реакции?

(об образовании нового вещества).

Наблюдение: Равновесие весов не нарушается!

Вывод: Мы правы! Это уже ЗАКОН.

Учитель: Какую же ошибку допустил Р. Бойль? (ответы учащихся).

Учитель: Я вас всех поздравляю, мы открыли для себя один из важнейших законов природы о сохранении массы вещества во время протекания химических реакций.

Однако, до нас его открыл учёный с многогранным талантом, у которого тоже имелись сомнения относительно справедливости опытов

Р. Бойля (видеофрагмент 2 ).

Учитель: Как М.В. Ломоносов изменил опыт? Он провёл ряд опытов аналогичных тем, которые проводил Р. Бойль с прокаливанием металлов в ретортах. Он подметил, что если сосуд, содержащий металл, взвесить до и после прокаливания, не раскрывая её, то масса остаётся неизменной. Опыты М.В. Ломоносова опровергают опыты и выводы Р. Бойля.

Ломоносов называет свой закон – Закон сохранения массы веществ. Тот факт, что атомы имеют постоянную массу, и обусловливает сохранение массы вещества. Ломоносов писал: «Все перемены в Натуре случающиеся такого суть состояния, что сколько чего у одного тела отнимется, столько же присовокупится к другому. Так, ежели где убудет материи, то умножится в другом месте...».

Это открытие было огромным прорывом в науке, толчком к её развитию, поскольку предположение Р. Бойля почти столетие господствовало в химии и тем самым сдерживало её развитие. Это мы к сути закона подошли просто…, а в науке открытия происходят достаточно не просто. Отсутствие точных приборов, знания о газах, неумение их взвешивать не давали возможности открыть этот закон природы.

2. Открытие А.Л. Лавуазье.

Лавуазье писал: «Масса никогда не образуется и не исчезает, а только переходит от одного вещества к другому». «Элементы не появляются и не исчезают, а происходит только их перегруппировка».

Учитель: А известны ли вам факты, которые являются исключением из этого закона? Например: после сгорания дров, их масса явно уменьшается по сравнению с изначальной. Так ли это? Ответ поясните (ответы учащихся). Нет!

Следствие из закона: «Ничто не возникает из ничего и не исчезает бесследно. Наука не знает ни одного случая, когда бы во время каких-нибудь процессов этот закон нарушался».

3. Применение закона сохранения массы веществ, его значение.

в химическом производстве;

при составлении химических уравнений реакций;

в расчётах при решении задач;

открытие закона сохранения массы веществ способствовало даль-нейшему развитию химической науки, пониманию законов природы.

Учитель: Предлагаю проверить закон в действии на примере известной нам реакции горения серы и горения водорода.

S + O 2 = SO 2

32 32 64 Закон действует!

H 2 + O 2 = H 2 O

2 + 32 = 18Закон не действует!

Учитель: Поскольку атомы не исчезают и новые не образуются, то их количество согласно закону сохранения массы должно быть равным. Как этого можно добиться? Этого можно добиться, подбирая коэффициенты.

2 H 2 + O 2 = 2 H 2 O

4 + 32 = 36 Закон действует!

Учитель: Закон сохранения массы веществ применяется и для решения задач. Например: Какую массу серы необходимо сжечь в 4 г кислорода, чтобы получить 8 г оксида серы(IV)?

Дано: Решение:

m(O 2) = 4 г m(S) + m(O 2) = m(SO 2)

m(S) – ? m(S) = m(SO 2) – m(O 2) = 8 г – 4 г = 4 г

Ответ: m(S) = 4 г

IV . Закрепление полученных знаний.

Работа в парах

1. Расставьте коэффициенты в уравнениях химических реакций:

а) Na + С1 2 → NaС1 ; б) Аg + S → Аg 2 S ;

г) НgО → Нg + О 2 ; д) Na + О 2 → Nа 2 О.

2. Решите задачи:

а) При горении 24 кг угля образовалось 88 кг углекислого газа. Какая масса кислорода для этого потребуется?

б) Какую массу ртути можно получить разложением 8,68 г оксида ртути(II), если при этом выделилось 0,64 г кислорода?

Самостоятельная работа

1. Закончите предложения:

а) Закон сохранения массы веществ экспериментально подтвердили: _____________________________ и ______________________________ .

б) Современная формулировка закона сохранения массы веществ такая: __________________________________________________________________.

в) Закон сохранения массы веществ используют для составления _____________________________ и _______________________________.

г) Число атомов до реакции всегда должно равняться ______________________________________________________________.

д) Коэффициент всегда ставится ________________________________.

2. Сумма всех коэффициентов в уравнении химической реакции

Р + О 2 = Р 2 О 5 , равна:

а) 8 ; б) 9 ; в) 11 ; г) 6 .

V . Обобщение и систематизация полученных знаний.

Фронтальный опрос

Какую тему мы изучили сегодня на уроке?

Кем был открыл закон сохранения массы веществ?

Какое значение имеет закон сохранения массы веществ и где применяется?

Какое следствие вытекает из закона сохранения массы веществ?

В чём суть химической реакции?

Что называют коэффициентом и для чего его применяют в уравнениях химических реакций?

VI . Рефлексия.

Так какой смысл, по-вашему, мнению, вложил Ф. Бекон в выражение: «Истина – дочь времени, а не авторитета»?

Как химики познают мир веществ?

Сегодня на уроке…

узнал… понял… понравилось…

Научился… поможет… интересно…

VII . Инструктаж Д/з.

§ 20 , с.67 – 68, упр. 3, 4 , 5 , тестовые задания 1 , 2 .

Используя электронное приложение к учебнику, подготовьтесь к уроку.

VIII . Подведение итогов урока.

План-конспект урока по химии. Тема: «Закон сохранения массы веществ. Химические уравнения». 8 класс.

учитель химии Резцова Т. Н.

Эпиграф: «Доводы, до которых человек додумался сам, обычно убеждают его больше, нежели те, которые пришли в голову другим».

Цели урока:

Образовательные –

Рассмотреть закон сохранения массы веществ.

Раскрыть роль ученых-химиков (Р. Бойль, М.В. Ломоносов, А. Лавуазье) в открытии этого закона.

Объяснить значение закона сохранения массы веществ в химии как одной из форм научных знаний о природе.

Ввести понятие «химическое уравнение», как подтверждение закона сохранения массы веществ.

Начать формировать умения составлять уравнения химических реакций.

Развивающие –

Развивать навыки работы с лабораторным оборудованием и реактивами, соблюдая правила техники безопасности.

Способствовать развитию умений наблюдать, логически рассуждать, делать выводы.

Создавать условия для развития познавательного интереса.

Воспитательные –

Воспитывать культуру общения в коллективе, умение работать в паре и в группе.

Воспитывать наблюдательность, аккуратность, организованность

Тип урока – урок формирования знаний, умений, навыков с элементами проблемного обучения.

Форма организации учебной деятельности – сочетание фронтальной, индивидуальной и работы в группе.

Оборудование и средства обучения:

Компьютер;

Экран;

Мультимедийный проектор;

Презентация;

Рудзитис Г. Е. Химия. Неорганическая химия. 8 класс.

На столах у детей – номера групп, рабочие листы, карточка-консультант, задания для групповой работы.

Ход урока

I. Организация деятельности учащихся.

Подготовка учащихся к работе на уроке.

При входе в кабинет, ребята получают карточку с номером группы и занимают место в своей группе. Учитель приветствует детей.

II. Актуализация опорных знаний учащихся

Активизировать ранее изученные понятия «физические и химические явления, химическая реакция», разграничить эти понятия, чтобы подготовить учащихся к восприятию нового материала. Определить цели и задачи урока.

Совсем недавно вы начали открывать для себя новую науку – химию. Давайте вспомним вместе, что такое химия? (Химия – наука о веществах и их превращении). Вокруг нас постоянно происходят превращения, изменения, которые мы называем явлениями. На прошлых уроках вы изучали физические и химические явления. Что такое физическое явление? (Физическое явление, это явление, которое сопровождается изменением формы или агрегатного состояния вещества). Что такое химическое явление? (Химическое явление – превращение одних веществ в другие).

Предлагаю вам прочесть этюд. Обратите внимание на то, какие физические и химические явления упоминаются в этюде?

Зима На улице стужа. Воет ветер, словно голодный зверь. Мороз-художник изобразил на оконном стекле причудливые узоры. А в избе тепло! Жарко горят поленья дров в печи. Вскипел самовар. Пора за стол. А на столе и соленья, и варенья: квашеная капуста, моченые яблочки, из вчерашнего молока поспела простокваша.

Назовите физические и химические явления, которые упоминаются в этюде. Аргументируйте свой ответ. Как мы называем химические явления?

Практические задачи (групповая работа).

Сейчас я предлагаю вам, ребята решить практическую задачу. Но прежде, вспомним правила техники безопасности.

(Учащиеся проговаривают правила Т.Б)

У каждой группы – свое задание. Ваша задача, проделав опыт ответить на вопрос – С каким явлением вы столкнулись? И объяснить, почему вы так считаете?

1 группа.

Истолочь в керамической ступке кусочек мела.

Наблюдения ________________

В стакан с содой добавить раствор столового уксуса

Наблюдения _____________

Вывод ________________________ (какое явление и почему?)

2 группа

Медную проволоку изогните в виде спирали.

Наблюдения _________________

Вывод ________________________ (какое явление и почему?)

В стакан с раствором питьевой соды опустить полоску индикаторной бумаги

Наблюдения _____________

Вывод ________________________ (какое явление и почему?)

По окончании решения практической задачи представитель от каждой группы озвучивает задание, наблюдение и вывод

III. Изучение нового материала.

Определить цели и задачи урока, познакомить учащихся с открытием закона сохранения массы, его формулировкой и значением.

Все явления, происходящие вокруг нас, все объекты живой и неживой природы существуют по законам, которые вам предстоит узнать и постичь. Мир и природа едины, поэтому существуют законы, общие для всех наук. Одним из таких законов является закон сохранения массы веществ.

Я предлагаю Вам следующий план изучения нашей темы:

Нам предстоит:

Познакомится с трудами великих ученых Роберта Бойля, Михайло Васильевича Ломоносова, Антуана Лорана Лавуазье.

Совершить научное открытие!

Посетить виртуальную «Экспериментальную мастерскую».

Прикоснуться к искусству тайнописи химических реакций!!!

Сегодня мы совершим научное открытие, а для этого перенесемся в 18-й век в лабораторию великого русского ученого М.В. Ломоносова. Ученый занят. М.В. пытается понять, что происходит с массой веществ, вступающих в химические реакции. В течение тысячелетий люди верили в то, что вещество может бесследно исчезать, а также возникать из ничего. О природе материи задумывались философы древней Греции: Эмпедокл, Демокрит, Аристотель, Эпикур, более современные ученые, такие как Роберт Бойль. Бойль проделал множество опытов по прокаливанию металлов, и всякий раз масса окалины оказывалась больше массы прокаливаемого металла. Вот что записал учёный после одного из своих опытов в 1673 году:

«После двух часов нагревания был открыт запаянный кончик реторты, причём в неё ворвался с шумом наружный воздух. По нашему наблюдению при этой операции была значительная прибыль в весе …»

Ломоносов внимательно изучил труды ученого Роберта Бойля, который считал, что масса веществ в результате химических реакций изменяется.

Но ученые, на то и ученые, что они ничего не принимают на веру, все подвергают сомнению и проверке. С 1748 по 1756 гг. Ломоносов проделал огромную работу. Он, в отличии от Р. Бойля, прокаливал металлы не на открытом воздухе, а в запаянных ретортах, взвешивая их до и после реакции. Ломоносов доказал, что масса веществ до и после реакции остается неизменной. Результаты своих опытов в 1748 году Ломоносов сформулировал в виде закона:

«Все перемены в натуре случающиеся, такого суть состояния, что, сколько чего у одного тела отнимется, столько присовокупится к другому».

Я вижу, вам не совсем понятна такая формулировка. На современный лад закон звучит так:

«Масса веществ, вступивших в реакцию, равна массе образовавшихся веществ».

Проверим данное утверждение:

Видеофрагмент. Посмотрим видеофрагмент, подтверждающий закон сохранения массы.

IV. Этап проверки понимания учащимися новых знаний.

Установить усвоили или нет учащиеся знания .

Работа в группах. А сейчас я предлагаю Вам небольшие задачи. Обсудите их в группах и через минуту докажите справедливость закона сохранения массы.

1 группа

Масса золы, полученной при сжигании дров гораздо меньше массы исходных веществ. Объясните, не противоречит ли этот факт закону сохранения массы веществ?

Дополнительная информация!

При сжигании дров органические вещества, входящие в состав дерева превращаются в водяной пар и углекислый газ.

2 группа

Горящая свеча тает, оставляя лишь маленькую лужицу парафина. Объясните, не противоречит ли это закону сохранения массы веществ.

Дополнительная информация!

При горении парафина образуются летучие водяные пары и углекислый газ.

(Ребята работают в группах, затем зачитывают и комментируют задания)

При каких условиях выполняется закон сохранения массы?

(Учащиеся делают вывод, что закон выполняется только в условиях замкнутой системы).

Все химические процессы, происходящие в природе, подчиняются закону сохранения массы веществ, поэтому он является единым законом природы. В результате химических реакций атомы не исчезают и не возникают, а происходит их перегруппировка. Так как число атомов до и после реакции остается неизменным, то общая масса тоже не изменяется.

Видеофрагмент. Анимация.

Для записи химической реакции применяют химическое уравнение.

Где вы встречались с уравнениями? В чем заключается смысл математического уравнения? - Равенство двух выражений, содержащее переменную. (Учащиеся говорят о том, что в уравнении правая часть равна левой части, но в математике части уравнения можно менять местами, а в химии нет).

Химическое уравнение – условная запись химической реакции с помощью химических формул и коэффициентов.

Видеофрагмент. Я предлагаю Вам посмотреть реакцию горения магния. А теперь запишем данную реакцию в виде уравнения:

Реагенты - Продукты

2Mg + O 2 = 2MgO

Выпишем относительные молекулярные массы веществ:

24 + 32 = 40

Закон сохранения массы не выполняется. Почему? В чем загадка? Как решить эту проблему? Как превратить данную запись в уравнение (т.е. сделать так, чтобы справа и слева было одинаковое число атомов) - Эту проблему попытайтесь решить дома. А поможет вам в этом учебник

V. Домашнее задание.

§14,15, стр. 47, №1- 4 (письменно)

VI. Рефлексия.

Дать возможность детям оценить свои ощущения к концу урока.

Пословицы и поговорки:

Терпение и труд всё перетрут.

Тяжело в учении – легко в бою.

Плох тот солдат, который не мечтает стать генералом.

Человек должен верить, что непонятное можно понять: иначе он не стал бы размышлять о нём.

Единственный путь, ведущий к знанию, – это деятельность.

Какое выражение соответствует вашему эмоциональному состоянию в конце урока?

VII. Итог урока – выставление оценок.

Урок по теме

«ЗАКОН СОХРАНЕНИЯ МАССЫ ВЕЩЕСТВ.

УРАВНЕНИЯ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ»

Предлагаю разработку урока в 8-м классе по программе О. С. Габриеляна.

Цели урока: сформировать представления о законе сохранения массы веществ, выработать умения применять его, объяснить сущность химических реакций и процесса составления уравнений химических реакций, формировать умения выявлять существенное, делать выводы, устанавливать межпредметные связи, развивать экспериментальные умения, формировать мировоззренческие понятия о познаваемости природы.

Эпиграф к уроку:

Опыт!

Скажи, чем гордишься ты?

Что ты такое?

Ты плод ошибок и слез,

Силам потраченным счет.

Всюду: «Что нового?» - слышишь.

Да вдумайся в старое прежде!

В нем для себя найдешь ты нового много!

А. Майков

Урок начинаем с повторения домашнего задания, актуализации знаний о физических и химических явлениях с помощью творческого домашнего задания и отрывков из произведений художественной литературы.

В качестве домашнего задания к данному уроку учащимся было предложено нарисовать физические и химические явления: фотосинтез, кипение чайника, ржавление гвоздя, горение костра, таяние мороженого, горение электролампочки, сгибание гвоздя, растворение сахара, движение маятника часов, приготовление яичницы, звонок с урока и т. д. По рисункам одноклассников учащиеся определяют, какое это явление.

Люблю грозу в начале мая,

Когда весенний первый гром,

Как бы резвяся и играя,

Грохочет в небе голубом.

Ф. И. Тютчев.Весенняя гроза

Последняя туча рассеянной бури!

Одна ты несешься по ясной лазури,

Одна ты наводишь унылую тень,

Одна ты печалишь ликующий день.

А. С. Пушкин. Туча

Мой костер в тумане светит:

Искры гаснут на лету...

Я. П. Полонский. Песни цыганки

Шалун уж заморозил пальчик,

Ему и больно и смешно,

А мать грозит ему в окно...

А. С. Пушкин. Евгений Онегин

Вот уж вечер.

Роса Блестит на крапиве.

Я стою у дороги,

Прислонившись к иве.

От луны свет большой

Прямо на нашу крышу.

Где-то песнь соловья

Вдалеке я слышу.

С. А. Есенин. Вот уже вечер. Роса...

Актуализацию знаний ключевых терминов, понятий проводим в форме устного опроса или диктанта. Перечень проверяемых понятий: химическое явление, физическое явление, индекс, коэффициент, уравнение химической реакции, химическая формула, признаки и условия химических реакций, реакции обмена, замещения, соединения, разложения.

Затем переходим к изучению нового материала. За уравнениями химических реакций скрывается удивительный и до конца еще не познанный мир. Для того чтобы продвинуться по пути его понимания, необходимо провести эксперимент. Проводим инструктаж по правилам безопасности при работе со стеклом, нагревании.

Задание: проведите указанные реакции, расскажите о своих наблюдениях.

Учащихся предварительно делим на четыре группы по уровню обученное™ (при помощи психолога). Участники каждой группы получают карточки-инструкции.

1. Сжигание фосфора в закрытом сосуде

В круглодонную колбу положите немного красного фосфора (с горошину), закройте колбу пробкой, взвесьте. Затем колбу нагрейте (в том месте, где находится фосфор). После протекания химической реакции колбу охладите и повторно взвесьте.

Изменилась ли масса колбы? Напишите уравнение реакции окисления фосфора до оксида фосфора (V). Укажите тип реакции, назовите условия и признаки реакции.

2. Разложение основного карбоната меди(Н)

В пробирку положите немного соли (СuОН) 2 СO 3 . В колбу налейте 30-40 мл известковой воды. Прибор, состоящий из пробирки с солью, пробки с газоотводной трубкой и колбы с известковой водой, взвесьте. Нагрейте пробирку с основным карбонатом меди (II), газоотводная трубка должна быть опущена в известковую воду. После охлаждения пробирки прибор вновь взвесьте.

Изменилась ли масса прибора? Напишите уравнение реакции разложения соли (СuОН) 2 СO 3 до оксида углерода (IV), оксида меди (II) и воды. Укажите тип реакции, назовите условия и признаки реакции.

3. Реакция между растворами сульфата натрия и хлорида бария

На весах уравновесьте сосуд Ландольта, в одном колене которого находится раствор сульфата натрия, а в другом - хлорида бария. Слейте растворы. Произошла химическая реакция.

Изменилась ли масса веществ до и после реакции? Напишите уравнение, укажите тип реакции, назовите условия и признаки реакции.

4. Реакция между растворами щелочи и сульфата меди (II)

На весах уравновесьте два химических стакана с растворами сульфата меди (II) и гидроксида натрия. Слейте растворы.

Нарушилось ли равновесие весов? Напишите уравнение реакции, укажите тип реакции, назовите условия и признаки реакции.

Учащиеся выполняют эксперимент согласно инструкции, делают соответствующие записи в тетрадях.

Сообщаем, что опыт, который выполняла первая группа, является аналогом исторического эксперимента, проведенного М. В. Ломоносовым. Демонстрируем портрет ученого, заслушиваем доклад ученика о жизни и деятельности М. В. Ломоносова.

Обращаем особое внимание учащихся на то, что М. В. Ломоносов впервые в истории науки сформулировал один из основных законов природы - закон сохранения материи. Он писал: «Все перемены, в натуре случающиеся, такого суть состояния, что, сколько чего у одного тела отнимется, столько присовокупится к другому... Сей всеобщий естественный закон простирается и в самые правила движения...». Подчеркивая выдающиеся заслуги Ломоносова, говорим, что лучший памятник великому ученому - наши знания.

Учащиеся записывают в тетрадях современную формулировку закона сохранения массы веществ при химических реакциях.

В качестве закрепления знаний предлагаем выполнить несколько заданий, затем организуем самооценку - проецируем на доску ответы через кодоскоп.

Предлагаем учащимся дома написать мини-сочинение на тему «Химические явления за окном».