Соединения азота, 9 класс


Урок химии в 9 классе по теме: «Соединения азота».


Составитель урока: учитель химии МОУ СОШ № 2 Нытвенского района Пермского края Ощепкова Ирина Николаевна.


Тип урока: изучение нового материала.


Цель урока: С помощью презентации познакомить учащихся с соединениями азота, их физическими свойствами, строением молекул. Закрепить и конкретизировать знания девятиклассников о ковалентной связи и окислительно-восстановительных реакциях. Познакомить учеников с особенностями получения аммиака и азотной кислоты.


Задачи урока:

  1. Показать соединения азота с различными степенями окисления.

  2. Ковалентную полярную связь повторить на примере строение молекулы аммиака.

  3. Химические свойства аммиака рассмотреть как донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи.

  4. Повторить классификацию оксидов и названия оксидов по различным видам номенклатур на примере оксидов азота.

  5. Познакомить учащихся с физическими свойствами аммиака, оксидов азота, азотной кислоты.

  6. Получение аммиака и азотной кислоты рассмотреть в свете окислительно-восстановительных реакций.

  7. Рассмотреть особенности промышленного получения аммиака и азотной кислоты.


План урока:

    1. Вступительное слово учителя.

    2. Определение темы и постановка цели урока.

    3. Строение молекулы аммиака.

    4. Образование донорно-акцепторной связи.

    5. Физические свойства аммиака.

    6. Химические свойства аммиака:

  • с водой;

  • с кислотами;

  • с кислородом;

  • с оксидами металлов.

    1. Оксиды азота:

  • строение молекул;

  • номенклатура;

  • физические свойства;

  • классификация.

    1. Азотная кислота:

  • строение молекулы;

  • физические свойства;

  • окислительные свойства;

  • способы получения.

    1. Обобщение.


Ход урока: Представление презентации:

I. Тема урока.

Соединения азота. NH3, N2O, NO, N2O3, NO2, N2O5, HNO3.


II. Цель урока:

Цель урока: познакомиться с соединениями азота.


III. Аммиак строение молекулы:

  • в молекуле аммиака ковалентная полярная связь;

  • у атома азота имеется неподелённая электронная пара, которая образует донорно-акцепторную связь с другими молекулами.


IV. Аммиак физические свойства:

  • газ;

  • без цвета;

  • запах резкий, удушливый;

  • Р (в 1 V воды растворяется 700 V аммиака, при t = 200С; Р = 1 атм);

  • Ткип = — 33,40С;

  • Тпл = — 77,80С;

  • ядовит.


V. Аммиак химические свойства (I):

  • образование ковалентной связи по донорно-акцепторному механизму (как основание – видеоролик «Действие аммиака на лакмусовую бумагу»);

  • с кислотами:

NH3 + HCl = NH4Cl

NH4Cl – хлорид аммония «дым без огня»

  • с водой:

NH3 + H2O = NH4OH

NH4OH – гидроксид аммония, аммиачная вода, нашатырный спирт


VI. Аммиак химические свойства (II):

восстановитель

  • разложение при нагревании

NH3 ↔ N2 + H2

  • горение в кислороде

  • без катализатора

NH3 + O2 → N2 + H2O

  • каталитическое окисление

NH3 + O2 → NO + H2O

  • с оксидами металлов

CuO + NH3 → Cu + N2 + H2O

Необходимо уравнять приведённые окислительно-восстановительные реакции.


VII. Аммиак получение:

В промышленности

  • давление 30 – 100 Мпа

  • температура 450 – 5000С

  • катализаторы: Fe + Al2O3; SiO2; K

N2 + H2 ↔ NH3

В лаборатории

  • Нагревание солей аммония со щелочами

NH4Cl + Ca(OH)2 → CaCl2 + H2O + NH3

Необходимо уравнять приведённые реакции.


VIII. Оксид азота (I):

N2O — закись азота

— гемиоксид азота

— веселящий газ

  • газ

  • без цвета

  • сладковатый запах

  • растворим в воде

  • анестезирующее средство

  • несолеобразующий


IX. Оксид азота (II):

NO — окись азота

  • газ

  • без цвета

  • малорастворим в воде

  • несолеобразующий


X. Оксид азота (III):

N2O3 — азотистый ангидрид

  • получают НNO2

  • кислотный оксид


XI. Оксид азота (IV):

NO2 — двуокись азота

— диоксид азота

— бурый газ

  • газ

  • цвет бурый

  • запах резкий удушливый

  • растворим в воде

  • кислотный оксид

  • токсичен


XII. Оксид азота (V):

N2O5 — азотный ангидрид

  • твёрдое летучее вещество

  • без цвета

  • неустойчив

  • кислотный оксид


XIII. Азотная кислота НNO3.

— дымящаяся жидкость

ρ = 1,52 г/мл

— без цвета

— едкий запах

— Ткип = 82,60С

— Тпл = — 420С – прозрачные кристаллы

— очень гигроскопичная

  • сильный окислитель (видеоролик «Взаимодействие горячей азотной кислоты с бумагой и соломой»)

  • разрушает животные и растительные ткани (видеоролик «Ксантопротеиновая реакция» – взаимодействие концентрированной азотной кислоты с яичным белком, шерстью, шёлком, перьями, творогом)


XIV. Получение азотной кислоты.

В промышленности получают в 3 этапа:

I NH3 + O2 → NO + H2O + Q

II NO + O2 → NO2

III NO2 + O2 + H2O → HNO3 + Q

В лаборатории

NaNO3(тв) + H2SO4(конц)NaHSO4 + HNO3

Необходимо уравнять приведённые реакции.


XV. Обобщение:

в зависимости от степени окисления соединения азота проявляют разный характер (кислотный или основной) и разные свойства (окислительные или восстановительные).

о чём более подробно поговорим на следующем уроке.


XVI. Домашнее задание: (по учебнику О.С.Габриелян «Химия-9»)

§24 упр. 5

§25 упр. 2,4

§26 упр. 3


Список литературы:

  • Габриелян О.С. Химия. 9 класс:Учеб. для общеобразоват. учеб. заведений. – М.: Дрофа, 1998. – 224 с.: ил.

  • Габриелян О.С. Настольная книга учителя. Химия. 9 класс/О.С.Габриелян, И.Г.Остроумов. – М.: Дрофа, 2002. – 400 с.

  • Савинкина Е.В., Логинова Г.П. Химия: Полный школьный курс. – М.: АСТ-ПРЕСС, 2000 – 496 с.: ил.

  • CD Химия. 9 класс: Мультимедийное учебное пособие нового образца. – Просвещение.

  • Картинки для презентации взяты из интернета.

скачать материал


Хочешь больше полезных материалов? Поделись ссылкой, помоги проекту расти!


Ещё документы из категории Химия: