Учебники

1. Серія «Мій конспект»
Заснована 2008 року
Харків
«Видавнича група “Основа”»
2011
Книга скачана с сайта http://e� kniga.in.ua
Издательская группа «Основа» —
«Электронные книги»

2. УДК 37.016
ББК 74.262.4
С77
Серія «Мій конспект»
Заснована 2008 року
Автори:
Старовойтова Ірина Юріївна, учитель хімії Донецького ліцею «Коллеж»,
кандидат хімічних наук, учитель вищої категорії, учитель-методист;
Люсай Олена Вікторівна, учитель хімії Донецького ліцею «Коллеж»,
учитель вищої категорії, учитель-методист
© Старовойтова І. Ю., Люсай О. В., 2010
ISBN 978-617-00-0620-2 © ТОВ «Видавнича група “Основа”», 2011
Старовойтова І. Ю.
С77 Хімія. 10 клас. Стандарт і академічний рівень /
І. Ю. Старовойтова, О. В. Люсай. — Х. : Вид. група «Осно-
ва», 2011. — 79, [1] с. — (Серія «Мій конспект»).
ISBN 978-617-00-0620-2.
Посібник містить розробки всіх уроків хімії для 10 класу за чинною
програмою загальноосвітньої школи. У розробках уроків широко вико-
ристовуються сучасні наукові дані й прогресивні педагогічні технології.
Докладно описано проведення всіх лабораторних і практичних робіт, пе-
редбачених програмою. Для всіх тем наведено кілька варіантів завдань
для перевірки знань з теми. Посібник має перфоровані відривні аркуші
з полями для внесення змін та доповнень до уроку.
УДК 37.016
ББК 74.262.4
Н авчаль не ви дання
Серія «Мій конспект»
Старовойтова Ірина Юріївна
Люсай Олена Вікторівна
Хімія. 10 клас
Стандарт і академічний рівень
Навчально-методичний посібник
Головний редактор К. М. Задорожний
Редактор Л. В. Мариненко
Коректор О. М. Журенко
Технічний редактор О. В. Лєбєдєва
Комп’ютерне верстання Є. С. Островський
Підп. до друку 07.06.2010. Формат 60×90/8. Папір офсет.
Гарнітура Шкільна. Друк офсет. Ум. друк. арк. 10,0. Зам. № 9–06/11—05.
ТОВ «Видавнича група “Основа”».
Свідоцтво суб’єкта видавничої справи ДК № 2911 від 25.07.2007.
Україна, 61001 Харків, вул. Плеханівська, 66.
Тел. (057) 731-96-32. E-mail: chem@osnova.com.ua
Віддруковано з готових плівок ПП «Тріада+»
Свідоцтво суб’єкта видавничої справи ДК № 1870 від 16.07.2007.
Харків, вул. Киргизька, 19. Тел.: (057) 757-98-16, 757-98-15.

3. 3
Зміст
Передмова . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 5
Календарно-тематичне планування . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 6
І СЕМЕСТР
Повторення основних питань курсу хімії основної школи . . . . . . . . . . . . . . . . . . 9
Урок 1. Періодичний закон, періодична система хімічних елементів. Будова атома . . . . . . . . . . . . 9
Урок 2. Хімічний зв’язок, будова речовини . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 11
Урок 3. Теорія електролітичної дисоціації. Йонні реакції . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 13
Урок 4. Хімічні реакції. Окисно-відновні реакції . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 15
Тема 1. Неметалічні елементи та їхні сполуки . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 17
Урок 5. Місце неметалічних елементів у періодичній системі, особливості будови атомів.
Фізичні властивості неметалів. Поширення в природі . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 17
Урок 6. Алотропія. Значення озонового шару для життя організмів на Землі . . . . . . . . . . . . . . . 19
Урок 7. Загальні хімічні властивості неметалів . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 21
Урок 8. Сполуки неметалічних елементів з Гідрогеном. Гідроген хлорид. Хлоридна кислота . . . . . . 23
Урок 9. Амоніак: властивості, використання. Солі амонію. Якісна реакція на йон амонію . . . . . . . . 25
Урок 10. Одержання амоніаку в лабораторії. Загальна схема одержання амоніаку в промисловості . . . . 27
Урок 11. Оксиди неметалічних елементів. Кислотний характер оксидів і гідратів оксидів.
Кислотні дощі . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 29
Урок 12. Практична робота 1. Одержання карбон(IV) оксиду. Взаємоперетворення карбонатів
і гідрогенкарбонатів . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 31
Урок 13. Сульфатна кислота. Фізичні й хімічні властивості . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 33
Урок 14. Сульфати. Якісна реакція на сульфат-іон. Розв’язання розрахункових задач
з обчислення маси (об’єму, кількості речовини) продукту реакції,
якщо один з реагентів узято в надлишку . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 35
Урок 15. Узагальнення й систематизація знань про неметали, їх оксиди, гідрати.
Розв’язання задач . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 37
Урок 16. Контрольна робота № 1 з теми «Неметали та їхні сполуки» . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 39
ІІ СЕМЕСТР
Тема 1. Неметалічні елементи та їхні сполуки (продовження) . . . . . . . . . . . . . . . . . . 41
Урок 17. Нітратна й фосфатна кислоти, їх властивості . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 41
Урок 18. Нітрати й фосфати. Поняття про нітрати, проблеми їх умісту в продуктах харчування.
Загальні відомості про нітратні й фосфатні добрива. Кругообіг Нітрогену в природі . . . . . . . 43
Урок 19. Карбонатна кислота. Карбонати й гідрогенкарбонати. Якісна реакція на карбонат-іон . . . . . 45
Урок 20. Силікатна кислота й силікати. Поняття про будівельні матеріали: скло, цемент, бетон . . . . . 47
Урок 21. Використання неметалів та їхніх сполук. Кругообіг неметалічних елементів у природі.
Парниковий ефект . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 49
Урок 22. Контрольна робота з теми «Неметали та їхні сполуки» . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 51

4. 4
Тема 2. Металічні елементи та їхні сполуки . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 53
Урок 23. Положення металічних елементів у періодичній системі, особливості будови атомів.
Металічний зв’язок. Фізичні властивості металів . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 53
Урок 24. Характерні хімічні властивості металів . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 55
Урок 25. Металічні елементи в природі. Загальні способи одержання металів.
Виробництво чавуну та сталі . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 57
Урок 26. Короткі відомості з історії розвитку чорної металургії в Україні. Розв’язання задач
на розрахунки за хімічними рівняннями за реагентами, що містять домішки . . . . . . . . . . 61
Урок 27. Поняття про сплави. Корозія металів. Захист від корозії . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 63
Урок 28. Лужні метали. Натрій і Калій. Оксиди, гідроксиди, солі Натрію й Калію.
Використання найважливіших сполук Натрію й Калію. Калійні добрива . . . . . . . . . . . . . 65
Урок 29. Кальцій. Кальцій оксид і гідроксид. Солі Кальцію. Поняття про твердість води.
Використання найважливіших сполук Кальцію . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 67
Урок 30. Алюміній. Алюміній оксид, алюміній гідроксид, їх амфотерність. Солі Алюмінію.
Використання найважливіших сполук Алюмінію . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 69
Урок 31. Ферум. Залізо. Ферум(II) і ферум(III) оксиди, відповідні їм гідроксиди, їх амфотерність.
Солі Феруму. Використання найважливіших сполук Феруму . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 71
Урок 32. Практична робота № 2. Розв’язання експериментальних задач . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 73
Урок 33. Охорона навколишнього середовища в металургійному виробництві й використанні металів.
Значення неорганічних сполук у природі, техніці й житті . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 75
Урок 34. Контрольна робота з теми «Металічні елементи та їхні сполуки» . . . . . . . . . . . . . . . . . . 77
Література . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 79

5. 5
Передмова
Пропонований вашій увазі посібник призначений для надання допомоги
вчителям у підготовці та проведенні уроків хімії в 10 класі дванадцятирічної
школи та складений відповідно до програми з хімії дванадцятирічної школи
для загальноосвітніх навчальних закладів. Посібник є логічним продовжен-
ням серії науково-методичних посібників «Хімія. Мій конспект. 7 клас», «Хі-
мія. Мій конспект. 8 клас», «Хімія. Мій конспект. 9 клас».
Теми розглядаються відповідно до викладання хімії в 10 класі на рівні
стандарту й академічному рівні, у зв’язку з чим пропонуються певні корегу-
вання в розподілі годин навчального часу й порядку викладання матеріалу.
Посібник містить орієнтовне календарно-тематичне планування уроків
хімії для 10 класу, плани-конспекти уроків, завдання для проміжного й те-
матичного оцінювань, додаткові дидактичні матеріали. Авторами наведені
зразки самостійних і контрольних робіт, лабораторних дослідів і демон-
страційних експериментів, передбачених програмою курсу хімії 10 класу.
Вважаємо доцільним використовувати номенклатуру та термінологію, що
передбачена «Програмою для загальноосвітніх навчальних закладів. Хімія.
10–12 класи». Автори рекомендують учителям скорегувати зміст, обсяг і по-
слідовність викладу матеріалу, із зазначенням часу вивчення й видів робо-
ти з урахуванням профілю й особливостей класу, творчого почерку вчителя.
Позапрограмовий матеріал, що наведений у конспектах для розширення
знань учнів, позначений (*). Зміст окремих уроків має збільшену кількість
завдань, вправ з метою забезпечення можливості варіативності за вибором
учителя.
На вивчення хімії на рівні стандарту й академічному рівні в 10 класі два-
надцятирічної школи приділяється 1 година на тиждень. З метою інтенсифі-
кації навчання хімії пропонуємо використовувати різні форми організації ін-
дивідуальної, групової, фронтальної роботи в класі на уроках і для виконання
домашніхзавдань.Учніознайомилисяіззагальнимивластивостяминеметалів
і металів у 7–9 класах. Вивчення цих тем у 10 класі базується на поглибленні
й застосуванні набутих знань, умінь і навичок з метою розвитку навичок само-
стійної роботи, продуктивної творчої діяльності, формування пізнавального
інтересу учнів. Вважаємо за доцільне більш детально повторити питання бу-
дови атомів та будови речовини, що за програмою розглядались у 8 класі, на
яких базується вивчення неорганічної хімії. Для проведення окремих уроків
пропонуємо вибрати різні форми самостійної або групової роботи учнів, до-
машньої роботи тощо, наприклад:
Варіант І. Для підготовки до уроку учні отримують індивідуальні завдан-
ня, відповіді на які заздалегідь обговорюються з учителем, а потім під час уро-
ку; за складеним планом учні представляють ці відповіді в класі. Учитель уза-
гальнює й підбиває підсумки уроку.
Варіант ІІ. Учні класу об’єднуються в постійні групи (за місцем прожи-
вання, інтересами або іншими критеріями). У групі обирається старший
учень. За один-два тижні група отримує завдання, під керівництвом учителя
готує відповіді, таблиці, презентації, наочне приладдя тощо. На уроці кожна
група представляє свою відповідь, учитель узагальнює й підбиває підсумки
уроку.
Варіант ІІІ. На уроці учні класу об’єднуються в групи, кожна група отри-
мує завдання. Під керівництвом учителя, з допомогою підручника та інших
джерел готує відповідь. Потім кожна група викладає підготовлену відповідь.
Учитель узагальнює й підбиває підсумки уроку.
Варіант IV. Учитель викладає матеріал у формі розповіді, бесіди за запи-
таннями тощо.
Висловлюємо подяку й глибоку вдячність усім учителям, які впродовж
трьох років працюють з нами над апробацією цих книг. Пропонуємо під
час підготовки до уроків використовувати також науково-методичний по-
сібник «Усі уроки хімії. 10 клас», де наведені приклади дидактичних схем,
детальні та розширені конспекти уроків, варіанти самостійних і конт­
рольних робот.

6. 6
Календарно-тематичне планування
№ з/п Тема уроку Хімічний експеримент
Домашнє
завдання
Дата Примітки
I семестр
Повторення основних питань курсу хімії основної школи (4 години)
1 Періодичний закон і періодична система хімічних
елементів Д. І. Менделєєва у світлі уявлень про
будову атома
Демонстрація 1
Періодична система хіміч-
них елементів.
Демонстрація 2
Моделі будови атомів
елементів I та II періодів,
набори трафаретів моделей
атомів
2 Хімічний зв’язок. Будова речовини
3 Розчини. Теорія електролітичної дисоціації Лабораторний дослід 1
Визначення йонів H+, OH–
4 Хімічні реакції. Окисно-відновні реакції
Тема 1. Неметалічні елементи та їхні сполуки (19 годин = 12 + 7)
5 Місце неметалічних елементів у періодичній
системі, особливості будови атомів. Фізичні
властивості неметалів. Поширення у природі
6 Алотропія. Значення озонового шару для життя
організмів на Землі
7 Загальні хімічні властивості неметалів: взаємодія
з киснем, воднем, металами
Демонстрація 1
Взаємодія заліза із сіркою
8 Сполуки неметалічних елементів з Гідрогеном.
Гідроген хлорид. Хлоридна кислота: властивості,
застосування, одержання в лабораторії. Хлориди.
Якісна реакція на хлорид-іон
Демонстрація 5
Хімічні властивості хло-
ридної кислоти.
Лабораторний дослід 3
Якісна реакція на хлорид-іон
9 Амоніак: властивості, застосування. Солі амонію.
Якісна реакція на йон амонію
Лабораторний дослід 2
Якісна реакція на йон
амонію.
Демонстрація 4
Одержання амоніаку в лабо-
раторних умовах та розчи-
нення його у воді (фонтан)
10 Одержання амоніаку в лабораторії та загальна
схема одержання у промисловості. Розв’язування
розрахункових задач. Обчислення виходу продук-
ту реакції від теоретично можливого
11 Оксиди неметалічних елементів. Кислотний ха-
рактер оксидів та гідратів оксидів. Кислотні дощі
Демонстрація 2
Одержання кар-бон(IV)
оксиду.
Демонстрація 3
Гідратація фосфор(V) окси-
ду та карбон(IV) оксиду,
випробування розчинів
індикатором.
Лабораторний дослід 1
Взаємодія карбон(IV)
оксиду з розчином кальцій
гідроксиду
12 Практична робота № 1. Одержання карбон(IV)
оксиду, взаємоперетворення карбонатів і гідро-
генкарбонатів

7. 7
№ з/п Тема уроку Хімічний експеримент
Домашнє
завдання
Дата Примітки
13 Сульфатна кислота. Фізичні властивості. Хімічні
властивості
Демонстрація. 6
Хімічні властивості розбав-
леного розчину сульфатної
кислоти.
Демонстрація 7
Взаємодія концентрованого
розчину сульфатної кисло-
ти з міддю (під тягою!)
14 Сульфати. Якісна реакції на сульфат-іон.
Розв’язування розрахункових задач. Обчислення
маси (об’єму, кількості) продукту реакції за маса-
ми (об’ємом, кількістю речовини) реагентів, один
з яких узято в надлишку
15 Розв’язання задач
16 Контроль рівня навчальних досягнень учнів
з теми «Неметалічні елементи та їхні сполуки».
Контрольна робота № 1
ІІ семестр
Тема 1. Неметалічні елементи та їхні сполуки (продовження)
17 Нітратна й ортофосфатна кислоти, їх властивості Демонстрація 8
Взаємодія концентровано-
го й розведеного розчинів
нітратної кислоти з міддю
(під тягою!)
18 Нітрати й ортофосфати. Нітратні й ортофосфатні
добрива. Запобігання негативному впливу нітра-
тів на організм людини. Раціональне використан-
ня добрив та проблема охорони природи
Лабораторний дослід 5
Ознайомлення зі зразками
азотних добрив.
Лабораторний дослід 6
Ознайомлення зі зразками
фосфатних добрив
19 Карбонатна кислота. Карбонати та гідрогенкарбо-
нати. Якісна реакція на карбонат-іон
Демонстрація 9
Дія хлоридної кислоти на
кальцій карбонат.
Лабораторний дослід 7
Визначення карбонат-іонів
20 Силікатна кислота. Силікати. Поняття про буді-
вельні матеріали
Лабораторний дослід 8
Ознайомлення зі зразками
природних силікатів
21 Застосування неметалів та їх сполук. Поняття
про адсорбцію. Принцип дії вогнегасника. Круго-
обіг неметалічних елементів у природі. Парнико-
вий ефект
22 Залікова робота з теми «Неметали та їх сполуки»
Тема 2. Металічні елементи та їхні сполуки (13 годин)
23 Місце металічних елементів у періодичній системі,
особливості будови атомів, металічний зв’язок.
Фізичні властивості металів
Демонстрація 4
Ознайомлення зі зразками
металів і сплавів
24 Характерні хімічні властивості металів Демонстрація 2
Горіння магнію.
Лабораторний дослід 1
Порівняння хімічної актив-
ності металів.
Лабораторний дослід 2
Взаємодія металів із роз-
чинами кислот

8. 8
№ з/п Тема уроку Хімічний експеримент
Домашнє
завдання
Дата Примітки
25 Металічні елементи в природі. Загальні способи
одержання металів. Виробництво чавуну і сталі
Демонстрація 7
Таблиці й макети доменно-
го виробництва.
Демонстрація 8
Модель кисневого конвер-
тера.
Лабораторний дослід 3
Ознайомлення зі зразками
металічних руд
26 Стислі відомості з історії розвитку чорної
металургії в Україні. Розв’язування розрахун-
кових задач. Обчислення за хімічними рівнян-
нями кількості речовини, маси або об’єму
(газуватих речовин) за кількістю речовини,
масою або об’ємом реагента, що містить певну
частку домішок
Демонстрація 5
Ознайомлення зі зразками
чавуну та сталі.
Демонстрація 6
Показ залізорудних родо-
вищ на географічній карті
України
27 Корозія металів, захист від корозії. Поняття про
сплави
28 Лужні елементи. Натрій і Калій. Оксиди, гідро-
ксиди, солі Натрію і Калію. Застосування най-
важливіших сполук Натрію та Калію. Калійні
добрива
Демонстрація 1
Взаємодія натрію з водою
й дослідження утвореного
розчину фенолфталеїном.
Демонстрація 3
Ознайомлення зі зразками
калійних добрив
29 Кальцій. Кальцій оксид і кальцій гідроксид. Солі
Кальцію. Поняття про твердість води та способи її
усунення. Застосування найважливіших сполук
Кальцію
Демонстрація 9
Взаємодія кальцій оксиду
з водою та випробування
утвореного розчину фенол-
фталеїном
30 Алюміній. Алюміній оксид і алюміній гідроксид,
їх амфотерність. Солі Алюмінію. Застосування
найважливіших сполук Алюмінію
Демонстрація 4
Одержання алюміній гідро-
ксиду й доведення його
амфотерності
31 Ферум. Ферум(ІІ) оксид і ферум(ІІІ) оксид та від-
повідні їм гідроксиди. Солі Феруму. Застосування
найважливіших сполук Феруму
Демонстрація 5
Одержання ферум(ІІ) гідро-
ксиду й ферум(ІІІ) гідро-
ксиду, взаємодія їх з кис-
лотами
32 Практична робота № 2. Розв’язування експери-
ментальних задач
33 Охорона навколишнього середовища під час
виробництва й застосування металів. Значення
неорганічних сполук у природі, техніці й житті
34 Контроль рівня навчальних досягнень учнів
з теми «Металічні елементи та їхні сполуки».
Контрольна робота № 2
35 Підсумковий урок

9. 9
І семестр Клас Дата проведення уроку
Повторення основних питань курсу хімії
основної школи
Урок 1
Тема уроку. Періодичний закон, періодична система хімічних елементів.
Будова атома
Цілі уроку: актуалізувати знання учнів про структуру періодичної
системи хімічних елементів, періодичну залежність власти-
востей хімічних елементів та їхніх сполук від будови атома;
розвивати вміння використовувати теоретичні знання для
прогнозування властивостей елементів та їхніх сполук на
підставі знань про будову атома; розвивати навички скла-
данняелектроннихформуліелектроннихсхембудовиатомів
s- і р-елементів (I–III періодів).
Тип уроку: повторення й систематизації знань.
Форми роботи: фронтальна, групова.
Обладнання: схема до уроку 1, набори трафаретів моделей атомів.
Демонстрація 1. Періодична система хімічних елементів, ряд активності
металів.
Демонстрація 2. Моделі будови атомів елементів І та ІІ періодів.
Хід уроку
I. Організація класу
II. Актуалізація опорних знань учнів з теми «Періодичний закон
і періодична система хімічних елементів у світлі теорії будови атома»
1. Фронтальна бесіда за основними питаннями теми (з використанням схеми 11)
На партах учнів знаходиться пам’ятка «Перелік нових і вивчених понять».
Дайте визначення поняття «хімічний елемент».ŠŠ
2. Періодична система хімічних елементів Д. І. Менделєєва
Наведіть формулювання періодичного закону Д. І. Менделєєва й сучаснеŠŠ
формулювання.
1) Періодична система — графічне вираження періодичного закону
— Скільки періодів і груп у періодичній системі хімічних елементів?
2) Склад атома
Опишіть склад атома відповідно до сучасних уявлень.ŠŠ
Чому дорівнює заряд ядра атома?ŠŠ
Які елементи називаються ізотопами? Де в періодичній системі розташованіŠŠ
ізотопи?
3) Будова електронної оболонки атома
Що називається електронною оболонкою, або шаром?ŠŠ
Згадаймо основні закономірності руху електронів у атомі.ŠŠ
Як описується стан електронів у атомі?ŠŠ
(Заповнюємо таблицю в схемі 1.)
Подумайте, який зміст виразуŠŠ n = 0?
Визначте, які з наведених позначень підрівнів не відповідають можливим:ŠŠ
а) 6s; б) 3d;
в) 2d; г) 4s;
д) 1p.
* а) Орбітальне (побічне) квантове число l
Згадайте, які форми електронних орбіталей вам відомі.ŠŠ
1 Див. Старовойтова І. Ю., Люсай О. В. Усі уроки хімії. 10 клас. — Х.: Вид. група
«Основа», 2010.

10. 10
* б) Магнітне квантове число ml
Фізичний зміст магнітного квантового числа.
Визначте число можливих орієнтацій у просторіŠŠ d-орбіталі.
Виходячи зі здійснених міркувань, робимо висновок: s-підрівень умовно
зображується однією коміркою, p-підрівень — трьома, d-підрівень — п’ятьма,
а f-підрівень — сімома комірками (наприклад, квадратами або лініями).
* в) Спінове квантове число ms
* Розподіл підрівнів за енергіями виражається рядом (у порядку збільшен-
ня енергії):
1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p…
Ця послідовність виражається енергетичною діаграмою.
Розподіліть по орбіталяхŠŠ р-підрівня:
а) 3e−
; б) 5e−
;
в) 2e−
; г) 6e−
.
Яке правило встановлює порядок заповнення підрівнів?ŠŠ
Наведіть приклади електронної будови атомів Сульфуру, Флуору, Кальцію,ŠŠ
Феруму.
Валентні електрони?ŠŠ
4) Характеристики хімічних елементів відповідно до положення
у періодичній системі та закономірності їх змін у групах та періодах
III. Керована практика
Завдання 1. Дайте характеристику хімічного елемента, використовуючи пе-
ріодичну систему хімічних елементів і план (на столах в учнів):
«Естафета» між групами або в усній фронтальній бесіді
Учні класу об’єднуються в чотири групи, кожна з яких отримує елемент.
Один учень пише на дошці один з пунктів його характеристики, наступний ви-
ходить до дошки тільки після того, як попередній виконав завдання, при цьому
решта учнів виконує завдання в зошитах. Правильність відповідей перевіря-
ється вчителем разом із класом.
На розсуд учителя й залежно від підготовленості класу завдання можна ви-
користовувати для фронтальної, групової або індивідуальної роботи.
Завдання 2. Визначте кількість орбіталей на третьому енергетичному рівні.
Укажіть ці орбіталі та їх позначення.
Завдання 3. Визначте, атом якого елемента має електронну формулу
1 2 2 3 32 2 6 2 1
s s p s p .
Завдання 4. Обчисліть масу води, що знадобиться для реакції з 200 г оксиду
елемента, електронна формула якого має закінчення …3 3 42 6 2
s p s .
Завдання 5. Відносна атомна маса елемента Бору становить 10,811. Відомо,
що Бор має два природні ізотопи: В-10 і В-11. Обчисліть масову частку кожного
ізотопу в природному Борі.
Завдання 6. 10 г металу з електронною формулою 1 2 2 32 2 6 1
s s p s помістили
у воду. Одержаний водень спалили в кисні. Яка маса води утворилася в резуль-
таті згоряння водню?
Завдання 7. Радіус якого атома більший: Бору чи Оксигену, Карбону чи Си-
ліцію? Чому? Поясніть.
Завдання 8. Який з оксидів більш кислотний: сульфур(VI) оксид чи хлор(VII)
оксид, нітроген(V) оксид чи бор оксид? Чому? Поясніть.
Завдання 9. Який з оксидів більш основний: натрій оксид чи магній оксид,
бор оксид чи алюміній оксид? Чому? Поясніть.
IV. Підбиття підсумків і висновки
Оцінюємо роботу учнів, оцінки виставляємо за бажанням учнів.
V. Домашнє завдання
Повторити періодичний закон, матеріал про будову атома, хімічний зв’язок.
Частина завдань керованої практики (на розсуд учителя, індивідуально для
учнів) дається для самостійного виконання вдома.

11. 11
І семестр Клас Дата проведення уроку
Урок 2
Тема уроку. Хімічний зв’язок, будова речовини
Цілі уроку: актуалізувати знання учнів про природу й види хімічного
зв’язку; розвивати вміння використовувати теоретичні
знання для прогнозування властивостей елементів та їхніх
сполук на підставі знань про будову атома й будову речовини;
розвивати навички складання молекулярних і структурних
формул речовин, описувати властивості речовин на підставі
знань про хімічний зв’язок.
Тип уроку: повторення й систематизації знань.
Форми роботи: фронтальна, групова.
Обладнання: періодичнасистемахімічнихелементів,рядактивностімета-
лів, таблиця розчинності, схема до уроку 2.
Хід уроку
I. Організація класу
II. Актуалізація опорних знань учнів з теми «Хімічний зв’язок.
Будова речовини»
1. Фронтальна бесіда за основними питаннями теми (з використанням схеми 2)
Поясніть, як ви розумієте поняття «хімічний зв’язок».ŠŠ
Які зв’язки називаються міжмолекулярними?ŠŠ
Який зв’язок називається йонним?ŠŠ
Поясніть механізм утворення ковалентного зв’язку.ŠŠ
Типи ковалентного зв’язку за кількістю електронних пар, що його
утворюють, та його полярністю
Що таке електронегативність?ŠŠ
Спрямованість і насичуваність ковалентного зв’язку.ŠŠ
Гібридизація атомних орбіталей і електронних хмар.ŠŠ
Назвіть особливості металевого зв’язку.ŠŠ
Який зв’язок називається водневим?ŠŠ
Наведіть приклади міжмолекулярних водневих зв’язків.ŠŠ
Внутрішньомолекулярні водневі зв’язки існують у молекулах поліпептидів,
нуклеїнових кислот, білків тощо. Мірою міцності будь-якого зв’язку є енергія
зв’язку.
2. Будова речовини
На які групи за типом будови поділяються всі речовини?ŠŠ
За типом хімічного зв’язку?ŠŠ
Наведіть приклади речовин молекулярної будови.ŠŠ
Які властивості мають речовини немолекулярної будови?ŠŠ
Охарактеризуйте фізичні властивості йонних речовин.ŠŠ
Наведіть приклади фізичних властивостей речовин з металевим зв’язком.ŠŠ
III. Керована практика
На розсуд учителя й залежно від підготовленості класу завдання можна ви-
користовувати для фронтальної, групової або індивідуальної роботи.
Завдання 1. Наведіть приклади речовин, які мають йонну, атомну й моле-
кулярну кристалічні ґратки. Яка з цих речовин матиме найнижчу температуру
плавлення, а яка — найвищу? Чому?
Завдання 2. Оксиген утворює хімічні зв’язки з Натрієм, Хлором, Нітроге-
ном і Цинком. Запишіть формули цих сполук, укажіть вид хімічного зв’язку
й тип кристалічної ґратки. Поясніть, який зв’язок буде найменш полярним.
Завдання 3. З огляду на положення Оксигену, Сульфуру й Селену в періодичній
системі укажіть вид хімічного зв’язку й тип кристалічних ґраток у сполуках цих
елементів з Гідрогеном. Поясніть, у якій з цих сполук зв’язок найменш полярний.

12. 12
Завдання 4. Який з хімічних зв’язків є найбільш полярним?
H Cl− , H Br− , H I− , H P− , H S− .
Поясніть, чому. Укажіть вид хімічного зв’язку.
Завдання 5. Наведіть приклади речовин, у яких Флуор утворює йонний, ко-
валентні полярний та неполярний зв’язки, укажіть тип кристалічних ґраток
у цих сполуках.
Завдання 6. Метал масою 4,5 г, що має ступінь окиснення в сполуках +3,
прореагував із хлоридною кислотою. При цьому виділився водень об’ємом 5,6 л
(н. у.). Назвіть метал.
Завдання 7. Деякий метал масою 1,22 г у результаті взаємодії з хлором утво-
рює сполуку масою 4,75 г. Ступінь окиснення цього металу в хлориді — +2. На-
звіть метал.
Завдання 8. У результаті взаємодії деякого металу масою 0,92 г з хлором
одержали хлорид металу масою 2,34 г. Назвіть метал, якщо ступінь окиснення
цього металу в хлориді дорівнює +1.
Завдання 9. У результаті взаємодії деякого металу з водою в процесі нагрі-
вання утворився оксид зі ступенем окиснення металу +2. Маса оксиду, що утво-
рився, дорівнює 16,2 г, утвореної води — 0,4 г. Визначте, який метал було взято
для реакції з водою.
IV. Підбиття підсумків і висновки
Оцінюємо роботу учнів, оцінки виставляємо за бажанням учнів.
V. Домашнє завдання
Повторити теорію електролітичної дисоціації.
Додаток до уроку
Схема до уроку 2
Ковалентний полярний ∆( )χ — ___________________________________
Ковалентний неполярний ∆( )χ — _________________________________
Йонний ∆( )χ — ________________________________________________
Металевий ∆( )χ — _____________________________________________
σ-зв’язок —_____________________________________________________
π-зв’язок — _____________________________________________________
Типи гібридизації
sp sp2
sp3
Типи кристалічних ґраток
Тип кристалічної
ґратки
Тип хімічного
зв’язку
Фізичні властивості
речовини
Приклади речовин
Молекулярний
Йонний
Атомний
Металевий

13. 13
І семестр Клас Дата проведення уроку
Урок 3
Тема уроку. Теорія електролітичної дисоціації. Йонні реакції
Цілі уроку: актуалізуватизнанняучнівпропроцеси,щопротікаютьуроз-
чинах; узагальнити знання про електролітичну дисоціацію
речовин; удосконалювати вміння й навички складання по-
вних і скорочених йонно-молекулярних рівнянь реакцій.
Тип уроку: повторення й систематизації знань.
Форми роботи: фронтальна, групова, самостійна.
Обладнання: періодичнасистемахімічнихелементів,рядактивностімета-
лів, таблиця розчинності, схема до уроку 3.
Лабораторний дослід 1. Визначення йонів H+
і OH−
.
Хід уроку
I. Організація класу
II. Актуалізація опорних знань учнів з теми
«Теорія електролітичної дисоціації. Йонні реакції»
Фронтальна бесіда за основними питаннями теми
(з використанням схеми «Електролітична дисоціація»1)
1. Теорія електролітичної дисоціації
Які речовини належать до електролітів? неелектролітів?ŠŠ
Які йони міститимуться у водних розчинах нижченаведених речовин?ŠŠ
1) Na CO2 3; 2) NaHSO3;
3) Fe SO2 4 3
( ) ; 4) Ca OH( )2
.
Що показує ступінь дисоціації?ŠŠ
Сильні електроліти — це електроліти, які в розведеному розчині повністю
дисоціюють на йони α →( )1 .
Слабкі електроліти — це електроліти, які в розведеному розчині дисоцію-
ють частково й незначною мірою α →( )0 .
2. Лабораторний дослід 1. Визначення H+
і OH−
В який спосіб можна визначити наявність йонівŠŠ H+
і OH−
?
* 3. Гідроліз солей
Процес йонного обміну солі й води називається гідролізом.
Гідролізуються солі слабких кислот або слабких основ. Солі, утворені силь-
ною кислотою й сильною основою, не гідролізуються. Чому? Поясніть.
Можливі випадки гідролізу:
Сіль, утворена слабкою кислотою й сильною основоюyy Na CO2 3( , K S2 , CH COONa3 ).
Солі, утворені сильною кислотою та слабкою основоюyy NH Cl4( , ZnCl2, Al NO3 3
( ) ).
Солі, утворені слабкою основою та слабкою кислотоюyy MgS,( Zn CH COO3 2
( ) ,
NH CN4 ).
III. Керована практика
Групова робота
Завдання 1. Складіть рівняння дисоціації речовин.
«Естафета» по групах (завдання на картках)
Приклади речовин:
а) 2 3 4 2
Mg PO( ) , 3 2FeCl , 2 3 4H PO , 2 2Na S, CuCl2, 4 2 5Cl O ;
б) 2 2
Cu OH( ) , 3 2H S, AgNO3, 4NaOH, CuО, 5 2Cl ;
в) 2 3 3
Al NO( ) , AgCl, 3 3 4Li PO , 3 2 3H SO , 4KOH, CaО;
г) 3 3FeCl , 2 3 4Na PO , 3 2H S, 2 2 4K SO , 3 2
Cu OH( ) , 5 2CO .
1 Див. Старовойтова І. Ю., Люсай О. В. Усі уроки хімії. 10 клас. — Х.: Вид. група
«Основа», 2010.

14. 14
Складіть рівняння реакцій йонного обміну, запишіть їх у йонно-молекуляр-
ній формі:
а) NaOH H SO+ →2 4
Zn HCl+ →
в) Ca OH K SO( ) + →2 2 3
Fe NO3 2
( ) →+KOH
б) MgCl H PO2 3 4+ →
Pb NO LiOH3 2
( ) + →
г) Mg HСl+ →
Zn OH HNO( ) + →2 3
Під час проведення «естафети» кожен учень записує лише один вид рів-
няння (перший учень дописує молекулярне, зрівнює, другий складає рівняння
в повній йонній формі, а третій — у скороченій йонній).
Завдання 2. У розчині виявлено йони: Na+
, Cu2+
, SO4
2−
, Fe3+
, K+
, Cl−
, H+
.
Які речовини могли міститися в розчині? Підтвердьте відповідь, написавши
відповідні формули речовин і рівняння їх дисоціації.
Завдання 3. Чи можна приготувати розчини, які одночасно містять такі
пари речовин:
а) магній хлорид і калій сульфат; б) калій нітрат і натрій хлорид;
в) аргентум нітрат і калій хлорид?
Відповідь підтвердьте рівняннями реакцій у молекулярній, повній та скоро-
ченій йонних формах.
Завдання 4. Наведіть кілька варіантів одержання алюміній гідроксиду. Під-
твердьте їх рівняннями реакцій у молекулярній, повній та скороченій йонних
формах.
Завдання 5. Підберіть до йонного рівняння три молекулярні рівняння:
3 22
4
3
3 4 2
Ca PO Ca PO+ −
+ → ( )
Завдання 6. Обчисліть масову частку сульфатної кислоти в розчині, що
утворився в результаті змішування 500 г розчину з масовою часткою сульфат-
ної кислоти 60 % і 300 г розчину з масовою часткою кислоти 40 %.
Завдання7.Уякіймасіводислідрозчинити100гкристалогідрату MgSO H O4 27⋅
для приготування розчину з масовою часткою магній сульфату 5 %?
Завдання8.Якийоб’ємгазу(н.у.)виділитьсяврезультатізлиття150грозчину
хлоридної кислоти з масовою часткою кислоти 30 % і розчину натрій карбонату?
IV. Підбиття підсумків і висновки
Самостійна робота за варіантами
Варіант І
1. Напишіть молекулярне, повне та скорочене йонні рівняння реакцій між
розчинами (4 бали):
а) плюмбум(II) нітрату й натрій хлориду;
б) калій гідроксиду й сульфатної кислоти;
в) купрум(II) сульфату й натрій гідроксиду.
2. Підберіть три молекулярні рівняння до йонного рівняння (4 бали):
Ca CO CaCO2
3
2
3
+ −
+ →
3. Із 700 г розчину з масовою часткою сульфатної кислоти 60 % шляхом випа-
рювання видалили 200 г води. Обчисліть масову частку сульфатної кислоти
в розчині, що залишився (4 бали).
Варіант ІІ
1. Напишіть молекулярне, повне та скорочене йонні рівняння реакцій між
розчинами (4 бали):
а) калій карбонату та хлоридної кислоти;
б) кальцій гідроксиду й сульфатної кислоти;
в) натрій хлориду й фосфатної кислоти.
2. Підберіть три молекулярні рівняння до йонного рівняння (4 бали):
Fe OH Fe OH3
3
3+ −
+ → ( )
3. З 1000 г розчину з масовою часткою калій нітрату 20 % унаслідок охоло-
дження випало в осад 40 г солі. Обчисліть масову частку калій нітрату в роз-
чині, що залишився (4 бали).
V. Домашнє завдання
Повторити окисно-відновні реакції.

15. 15
І семестр Клас Дата проведення уроку
Урок 4
Тема уроку. Хімічні реакції. Окисно-відновні реакції
Цілі уроку: актуалізувати знання учнів про хімічні реакції; удоскона-
лювати вміння й навички складання повних і скорочених
йонно-молекулярних та окисно-відновних рівнянь реакції;
узагальнити уявлення учнів про швидкість хімічної реакції,
хімічну рівновагу й фактори, що впливають на швидкість
реакції та зсув хімічної рівноваги.
Тип уроку: повторення й систематизації знань.
Форми роботи: фронтальна, групова, самостійна.
Обладнання: періодичнасистемахімічнихелементів,рядактивностімета-
лів, таблиця розчинності, схема до уроку 41.
Хід уроку
I. Організація класу
II. Актуалізація опорних знань учнів з теми
«Хімічні реакції. Окисно-відновні реакції»
Фронтальна бесіда за основними питаннями теми (з використанням схеми 4)
1. Класифікація реакцій
За якими ознаками класифікують хімічні реакції?ŠŠ
За зміною складу речовин:
* 1) Реакції, у результаті яких не відбувається зміни складу речовин.
2) Реакції, у результаті яких відбувається зміна складу речовин.
Типи реакцій за складом вихідних речовин і продуктів реакції.yy
За зміною ступеня окиснення реакції поділяються на реакції, що протіка-yy
ють зі зміною ступеня окиснення (ОВР), і реакції, що протікають без зміни
ступеня окиснення.
За тепловим ефектом (екзотермічні та ендотермічні).yy
За напрямом протікання реакції.yy
За кількістю фаз у суміші реагентів.yy
За участі в реакції каталізатора.yy
Ту саму реакцію за різними ознаками можна зарахувати одночасно до кіль-
кох типів.
Охарактеризуйте реакцію одержання амоніаку за різними ознаками:ŠŠ
N H NH QFe
2 2 32 2+ ← → +
(Екзотермічна, оборотна, гомофазна, каталітична, окисно-відновна реак-
ція сполучення)
Реакції обміну, що протікають у розчинах, перебігають до кінця, якщо утво-
рюється осад, газ або малодисоційована речовина (зокрема, вода).
2. Швидкість хімічної реакції
Що таке швидкість хімічної реакції?ŠŠ
Назвіть фактори, що впливають на швидкість реакції.ŠŠ
1) Природа реагентів.
2) Температура. *Правило Вант-Гоффа.
3) Концентрації реагентів.
4) Наявність каталізатора.
Які речовини називаються каталізаторами?ŠŠ
3. Оборотні реакції. Хімічна рівновага. *Принцип Ле Шательє
4. Тепловий ефект реакції
1 Див. Старовойтова І. Ю., Люсай О. В. Усі уроки хімії. 10 клас. — Х.: Вид. група
«Основа», 2010.

16. 16
III. Керована практика
Завдання 1
1) З наведеного переліку випишіть екзотермічні й ендотермічні реакції:
а) 2 33 2 2NH N H= + ; ∆ = +H 46 2, кДж б) C O CO+ =2 2; ∆ = −H 393 кДж
в) CH O CO H O кДж4 2 2 22 2 890+ = + + г) CaCO CaO CO кДж3 2 157= + −
2) Наведіть приклади використання екзотермічних реакцій у життєдіяльності
людини.
3) Складіть термохімічне рівняння реакції, якщо в результаті згоряння каль-
цію масою 4 г у кисні виділилося 63,6 кДж теплоти.
Завдання 2
1) Укажіть формулу обчислення швидкості реакції й одиниці її вимірювання:
а) V
S
t
=
∆
∆
; б) V
C
t
=
∆
∆
;
в) моль/л·с; г) км/год.
2) Визначте зміну концентрації реагентів, якщо за 30 секунд швидкість хіміч-
ної реакції склала 3 6 10 3
, ⋅ −
моль/л·с.
3) Доведіть на прикладах, що на швидкість реакції може впливати зміна пло-
щі зіткнення реагентів; зміна температури.
Завдання 3. Уявіть собі реакцію:
1) Fe CuCl Cu FeCl+ = +2 2 2) Fe O Fe O+ =2 2 3
а) Розставте в рівнянні коефіцієнти.
б) Опишіть, які умови необхідно виконати, щоб реакція почалася, і завдяки
чому ми побачимо, що вона проіткає.
в) Запропонуйте прийоми прискорення цієї реакції.
г) Поясніть на молекулярному рівні, чому в разі підвищення температури
швидкість більшості реакцій зростає.
д) Як ми використовуємо в побуті вплив температури й тиску на швидкість хі-
мічних реакцій?
* Завдання 4. Покажіть, як зміститься рівновага в наведених нижче систе-
мах унаслідок зазначених змін зовнішніх умов.
1) Збільшили температуру:
a) CH C H Q4 22 + − б) CaCO CaO CO Q3 2 + −
2) Підвищили температуру й концентрацію речовин, що вступили в реакцію:
а) SO H O H SO2 2 2 4+  б) CO C CO Q2 2+ −
3) Зменшили тиск:
a) N O NO2 4 22 б) 2 22 2NO Cl NOCl+ 
4) Поясніть, як агрегатний стан речовини може вплинути на зсув рівноваги
оборотної реакції.
* Завдання 5. Реакція за температури 40 °С протікає за 180 секунд. Темпе-
ратурний коефіцієнт реакції дорівнює 3. За скільки секунд завершиться ця ре-
акція за температури 60 °С?
Завдання 6. Концентрація одного з реагентів через 20 секунд після початку
реакції дорівнювала 0,1 моль/л, а через 30 секунд — 0,02 моль/л. Обчисліть
середню швидкість цієї реакції.
Завдання 7. Підберіть коефіцієнти в схемах реакцій методом електронного
балансу й укажіть окисник і відновник:
Fe HCl FeCl H+ → +2 2
Al O Al O+ →2 2 3
PbO Mn NO HNO HMnO Pb NO H O2 3 2 3 4 3 2 2+ ( ) + → + ( ) +
SnSO KMnO H SO Sn SO MnSO K SO H O4 4 2 4 4 2 4 2 4 2+ + → ( ) + + +
IV. Підбиття підсумків і висновки
V. Домашнє завдання
Повторити класи неорганічних сполук. Підготувати повідомлення про по-
ширення неметалічних елементів у природі.

17. 17
І семестр Клас Дата проведення уроку
Тема 1. Неметалічні елементи та їхні сполуки
Урок 5
Тема уроку. Місце неметалічних елементів у періодичній системі, особ­
ливості будови атомів. Фізичні властивості неметалів. По-
ширення в природі
Цілі уроку: розвивати й поглиблювати знання учнів про періодичну
систему на прикладі неметалічних елементів; показати за-
гальні закономірності та істотні відмінності у властивостях
неметалічних елементів, будові та властивостях їхніх спо-
лук, поширення в природі.
Тип уроку: засвоєння нових знань.
Форми роботи: фронтальна бесіда з теми, навчальна лекція, фронтальна
й самостійна роботи зі схемою.
Обладнання: періодичнасистемахімічнихелементів,таблицярозчинності,
колекція мінералів, таблиці фізичних властивостей галоге-
нів, халькогенів, підгрупи Нітрогену, підгрупи Карбону.
Хід уроку
І. Організація класу
ІІ. Перевірка домашнього завдання, актуалізація опорних знань
Фронтальна бесіда за питаннями
Яких елементів — металічних чи неметалічних — у природі більше?ŠŠ
У яких групах періодичної системи розташовуються неметалічні елементи?ŠŠ
Чи можна зарахувати до неметалічних елементів інертні? Чому?ŠŠ
У якій групі Періодичної системи розміщені галогени? Назвіть їх.ŠŠ
Які неметалічні елементи в періодичній системі називаються «халькогена-ŠŠ
ми»? Назвіть їх.
Назвіть елементи п’ятої групи періодичної системи, які належать до неме-ŠŠ
талічних.
У четвертій групі періодичної системи розташовані два неметалічні елемен-ŠŠ
ти. Назвіть їх.
ІІІ. Вивчення нового матеріалу
1. Особливості будови атомів неметалічних елементів
Завдання 1 (четверо учнів біля дошки). Зобразіть схему будови атомів Карбо-
ну, Нітрогену, Оксигену, Флуору, укажіть вищий і нижчий ступені окиснення.
1) Що спільного в будові атомів цих елементів? (Це р-елементи, однакова кіль-
кість енергетичних рівнів, незавершений зовнішній енергетичний рівень,
число електронів на зовнішньому рівні перевищує 3)
2) У чому полягають відмінності в будові атомів цих елементів? (Збільшується
число електронів на зовнішньому рівні, а отже, й електронегативність,
неметалічні властивості)
* 3) Як змінюються неметалічні властивості в підгрупах? Чому? (Зменшуються
неметалічні властивості: унаслідок збільшення радіуса атома слабшає
зв’язок між зовнішнім енергетичним рівнем і ядром атома. У III періоді
з’являється вільний 3d-підрівень, що відіграє важливу роль у формуванні зо-
внішнього енергетичного рівня й утворенні хімічних зв’язків, а отже, впли-
ває на властивості елементів)
Завдання 2 (самостійна робота). Складіть схеми будови атомів Силіцію,
Фосфору, Сульфуру, Хлору, укажіть вищий і нижчий ступені окиснення.
Завдяки наявності d-підрівня в цих елементів можливий перерозподіл елек-
тронів на цей підрівень, стійкі сполуки з проміжними ступенями окиснення
для Сульфуру — +4, Фосфору — +3, Хлору — +1, +3, +5.

18. 18
Завдання 3 (групова або фронтальна робота). За таблицями порівняйте
агрегатні стани та фізичні властивості простих речовин, утворених неметаліч-
ними елементами.
Назвіть загальні закономірності. (Низькі температури кипіння і плавлен-
ня, крихкість, неелектроліти, нерозчинні або малорозчинні у воді)
Назвіть відмінності у фізичних властивостях. (Агрегатні стани: газ (хлор,
кисень, азот та ін.), рідини (бром), тверді речовини (вуглець, силіцій, фосфор
та ін.), мають різні значення густини, смак, колір, запах, прості речовини ма-
ють різне число атомів, явище алотропії)
2. Поширення неметалічних елементів у природі
За таблицями порівняйте поширення неметалічних елементів у природі (ла-
бораторна робота, повідомлення учнів).
Розглядаємо колекції мінералів, супроводжуючи перегляд розповіддю вчи-
теля й демонстрацією фрагментів.
1) Поширення Сульфуру в природі
2) Нітроген у природі
3) Фосфор у природі
4) Поширення в природі Карбону
5) Поширення в природі Силіцію
IV. Підбиття підсумків уроку
Учитель узагальнює особливості будови та фізичні властивості неметаліч-
них елементів:
1) Доведіть, що за кількістю атомів неметалічних елементів у природі менше,
але за вмістом (у відсотковому співвідношенні) їх значно більше й у повітрі,
й у воді, і в земній корі, і в космосі.
2) Чим зумовлені відмінності у властивостях неметалів?
3) Які загальні закономірності у фізичних і хімічних властивостях неметалів
ви можете назвати?
V. Домашнє завдання
Опрацювати матеріал параграфа, відповісти на запитання до нього, викона-
ти вправи.
Творче завдання: підготувати короткі повідомлення про природні сполуки
неметалів.
Додаток до уроку 5
Таблиця 1
Порівняльна характеристика галогенів
Характеристика Флуор Хлор Бром Іод Астат
Хімічний символ F Cl Br I At
Формула простої речовини F2 Cl2 Br2 I2 At2
Атомна маса 19,00 35,45 79,90 126,90 [210]
Порядковий номер 9 17 35 53 85
Вищий ступінь окиснення +7 +7 +7 +7
Нижчий ступінь окиснення –1 –1 –1 –1 –1
Електронегативність 4,0 3,0 2,8 2,5 2,2
Густина, г/см3 1,11 1,56 3,12 4,94
Температура плавлення, °С –220 –101 –7 114
Температура кипіння, °С –188 –34 59 186
Агрегатний стан (н. у.) Газ Газ Рідина Твердий
Колір Зеленувато-
жовтий
Жовто-
зеленуватий
Червоно-
бурий
Темно-
фіолетовий
Уміст у земній корі, % 0,066 0,017 2 1 10 4
, ⋅ −
4 10 5
⋅ −
Уміст у повітрі, %
Уміст у воді, %
Таблиці 2–4 див. у додатку до уроку 5 на с. 31–32.

19. 19
І семестр Клас Дата проведення уроку
Урок 6
Тема уроку. Алотропія. Значення озонового шару для життя організмів
на Землі
Цілі уроку: ознайомити учнів з явищем алотропії; з’ясувати причини
відмінностей властивостей алотропних модифікацій на при-
кладі алотропних видозмін Оксигену, Сульфуру, Карбону;
формувати в учнів уявлення про залежність якісних і кіль-
кісних характеристик речовин на прикладі кисню й озону;
показати роль озонового шару для життя мікроорганізмів
на Землі, вплив діяльності людини на природні процеси на
прикладі зміни озонового шару.
Тип уроку: засвоєння нових знань.
Форми роботи: фронтальна бесіда з теми, навчальна лекція, робота з під-
ручником.
Обладнання: періодична система хімічних елементів, таблиця розчин-
ності, моделі кристалічних ґраток алмаза, графіту, схема
будови моноклінної та ромбічної сірки, фулеренів, таблиця
порівняння властивостей алотропних модифікацій.
Хід уроку
І. Організація класу
ІІ. Перевірка домашнього завдання, мотивація навчальної діяльності
Заслуховуємо повідомлення учнів про природні сполуки Оксигену, Сульфу-
ру, Карбону, Силіцію. Особливу увагу звертаємо на природні сполуки — про-
сті речовини: кисень і озон, алмаз, графіт, вугілля; складні речовини: кварц,
пісок, агат тощо.
Як можна пояснити відмінності в зовнішньому вигляді й фізичних власти-
востях цих речовин?
Далі дізнаємося, що вони відрізняються й хімічними властивостями. Ці від-
мінності пояснюються різною будовою речовини.
У 7 класі ми вивчали дві прості речовини, утворені Оксигеном, — кисень
і озон.
Чим вони відрізняються? (Кількістю атомів Оксигену)
Порівняймо деякі характеристики та фізичні властивості кисню й озону
(з допомогою підручника або інших довідкових матеріалів).
Кисень Озон
Хімічна формула O2 O3
Молярна маса 32 48
Будова O O= О
: О
О
Агрегатний стан Газ Газ
Колір Відсутній Синій
Запах Відсутній Різкий
Температура кипіння, °С –182,98 –111,9
Температура плавлення, °С –218,7 –192,7
Явище, за якого той самий хімічний елемент утворює кілька простих речо-
вин, називається алотропією (від грецьк. «мінливість»).

20. 20
ІІІ. Вивчення нового матеріалу
Явище алотропії (розповідь учителя)
1) Алотропія Сульфуру (заповнення схеми)
2) Алотропія Фосфору
3) Алотропні модифікації Карбону
4) Значення озонового шару Землі. Вплив людини на озоновий шар
IV. Підбиття підсумків уроку
Фронтальна бесіда за запитаннями
1) У чому полягають відмінності між алотропними модифікаціями Оксигену?
Карбону?
2) Як пояснити різку відмінність фізичних і хімічних властивостей алотроп-
них модифікацій Оксигену? Карбону?
3) Яке значення має озоновий шар Землі для живих організмів?
4) Чим відрізняються алотропні модифікації й аморфні речовини, утворені
тим самим хімічним елементом?
5) Одержання штучних алмазів із графіту — це явище фізичне чи хімічне?
Чому?
V. Домашнє завдання
Опрацювати матеріал параграфа, відповісти на запитання до нього, викона-
ти вправи.
Додаток до уроку 11
Характеристика Оксид Оксид
Молекулярна формула
Структурна формула, вид зв’язку
Технічна назва
Фізичні властивості
Агрегатний стан
Запахyy
Тyy пл
Тyy кип
Розчинність у водіyy
Взаємодія з повітрямyy
Хімічні властивості
+H O2yy
+NaOHyy
+CaOyy
+HClyy
Способи одержання
Застосування

21. 21
І семестр Клас Дата проведення уроку
Урок 7
Тема уроку. Загальні хімічні властивості неметалів
Цілі уроку: розвивати й поглиблювати знання учнів про неметали на
прикладі їхніх хімічних властивостей (взаємодії з киснем,
воднем,металами);розвиватинавичкийумінняпорівнювати
хімічні властивості різних речовин.
Тип уроку: комбінований урок засвоєння знань, умінь і навичок і твор-
чого застосування їх на практиці.
Форми роботи: фронтальнабесідазтеми,навчальналекція,роботазопорною
схемою, демонстраційний експеримент.
Обладнання: періодична система хімічних елементів, таблиця розчинності.
Демонстрація 1. Взаємодія заліза із сіркою.
Хід уроку
І. Організація класу
ІІ. Перевірка домашнього завдання, актуалізація опорних знань
Фронтальна бесіда за запитаннями
1) Наведіть приклади явища алотропії в природі.
2) Чим відрізняються алотропні модифікації Оксигену? Карбону? Сульфуру?
ІІІ. Вивчення нового матеріалу
Загальні хімічні властивості неметалів
Неметали можуть проявляти як окисні, так і відновні властивості.
1. Окисні властивості неметали проявляють у взаємодії з металами
1) Сірка з металами утворює солі — сульфіди.
Як і кисень, реагує з усіма металами, крім Au, Pt, Ir. Реакції протікають за
умови нагрівання.
2) У результаті взаємодії азоту й фосфору з металами утворюються нітриди
й фосфіди.
Фосфор з магнієм реагує легко:
2 3 3 2P Mg Mg P+ =
Нітроген — за підвищеної температури:
N Mg Mg N2 3 23+ →
3) Вуглець у результаті взаємодії з металами утворює карбіди:
2 2C Ca CaC+ →
3 4 4 3C Al Al C+ →
Силіцій — силіциди:
Si Mg Mg Si+ →2 2
2. Окисні властивості неметалів під час узаємодії з воднем
Сірка з воднем реагує в разі нагрівання (пропускають водень над киплячою
сіркою):
H S H S кДж2 2 20 92+ + ,
(Гідроген сульфід має характерний запах гнилих яєць.)
Взаємодія азоту з воднем описується рівнянням:
N H NH Q2 2 33 2+ +
Реакція гомогенна, екзотермічна, оборотна, каталітична.
*Фосфор з воднем практично не взаємодіють. Однак, фосфін можна одержа-
ти непрямим шляхом:
Ca P H O Ca OH PH3 2 2 2 36 3 2+ → ( ) +
Також фосфін можна одержати з фосфору:
2 2 2 2 3 3P NaOH H O Na HPO PH+ + → +
PH3 — безбарвний газ із запахом «гнилої риби», отруйний, з водою не взаємодіє.

22. 22
Вуглець із воднем узаємодіє за високих температур:
C H CH+ →2 2 4
Силіцій — з утворенням силану:
Si H SiH+ →2 2 4
Силан менш стійкий, ніж метан, на повітрі мимовільно окиснюється:
SiH O SiO H O4 2 2 22 2+ → +
3. Відновні властивості проявляються у взаємодії з киснем і галогенами
За нормальних умов сірка з киснем не взаємодіє. У разі нагрівання на пові-
трі згоряє блакитним, а в чистому кисні — синім полум’ям:
S O SO+ →2 2 (утворюється сульфур(IV) оксид,
безбарвний газ із різким запахом)
Взаємодія азоту з киснем відбувається за високої температури в присутності
каталізатора за схемою:
N O NO2 2 2+ 
Така реакція в природі відбувається під час грозових розрядів.
У результаті взаємодії фосфору з O2 утворюються різні продукти. У над-
лишку кисню утворюється P O2 5 — фосфорний ангідрид, у разі нестачі кисню —
P O2 3 (фосфористий ангідрид).
Дайте назву одержаним оксидам і кислотам за сучасною номенклатурою.
4 5 22 2 5P O P O+ → (червоний фосфор реагує під час нагрівання, білий — за н. у.)
4 3 22 2 3P O P O+ →
P O O P O2 3 2 2 5+ → (унаслідок нагрівання й на повітрі)
Вуглець на повітрі згоряє:
C O CO кДж+ → +2 2 402
Силіцій горить у кисні за температури 500 °С:
Si O SiO+ →2 2
Сірка, вуглець, силіцій узаємодіють з галогенами (крім I2 ), наприклад:
2 2 2 2S Br S Br+ → Br S S Br− − −( )
2 2 2 2S Cl S Cl+ →
Si F SiF+ →2 2 4
S + 3F2 → SF6 (за н. у.)
Si Br SiBr+ →2 2 4 (за 500 °С)
Si Cl SiCl+ →2 2 4 (за 500 °С)
4. Вуглець і силіцій проявляють відновні властивості під час узаємодії
з оксидами металів
C CuO Cu CO+ → +2 2 2
IV. Тренувальні вправи
Завдання 1. Здійсніть перетворення.
N NH NO NO2 3 2→ → →
↓
NH Cl4
Завдання 2. Обчисліть об’єм метану (н. у.), який можна одержати в резуль-
таті каталітичного синтезу зі 120 г вуглецю й 480 л водню, якщо вихід продукту
реакції становить 95 %? (224 л)
Завдання 3. Здійсніть перетворення.
S SO SO H SO Na SO→ → → →2 3 2 4 2 4
V. Підбиття підсумків уроку
1) У чому полягає подібність хімічних властивостей сірки, азоту, вуглецю?
2) У чому полягають відмінності між хімічними властивостями сірки, азоту,
вуглецю?
VI. Домашнє завдання
Опрацювати матеріал параграфа, відповісти на запитання до нього, викона-
ти вправи.
Творче завдання: підготувати повідомлення про хімічні властивості озону.

23. 23
І семестр Клас Дата проведення уроку
Урок 8
Тема уроку. Сполуки неметалічних елементів з Гідрогеном. Гідроген
хлорид. Хлоридна кислота
Цілі уроку: розширити знання про хімічні властивості неметалів на
прикладі їхніх сполук із Гідрогеном, знання про властивості
кислот на прикладі гідроген хлориду та хлоридної кислоти,
властивості хлоридів; продовжити формування практичних
умінь і навичок визначення речовин на прикладі якісної
реакції на хлорид-іон; повторити правила безпеки під час
використання кислот; розвивати вміння й навички скла-
дання йонних рівнянь на прикладі хімічних властивостей
хлоридної кислоти; ознайомити зі способами одержання
й використанням хлоридної кислоти.
Тип уроку: засвоєння знань, умінь і навичок.
Форми роботи: фронтальна бесіда з теми, лабораторна робота, самостійна
робота.
Обладнання: періодична система хімічних елементів, таблиця розчинності.
Демонстрація 5. Хімічні властивості хлоридної кислоти.
Лабораторний дослід 3. Якісна реакція на хлорид-іон.
Хід уроку
І. Організація класу
ІІ. Перевірка домашнього завдання, актуалізація опорних знань
1. Відповіді на запитання (троє учнів біля дошки)
1) За яких умов узаємодіють із киснем сірка, азот, вуглець? Запишіть рівнян-
ня реакцій горіння вуглецю в нестачі й надлишку кисню.
2) Порівняйте умови взаємодії сірки, азоту, вуглецю з воднем. Які властивості
проявляє водний розчин сполуки Сульфуру з Гідрогеном, Сульфуру з Нітро-
геном, Сульфуру з Карбоном?
3) Запишіть рівняння реакцій узаємодії сірки, азоту, вуглецю з магнієм. На-
звіть одержані речовини. До якого класу належать ці речовини?
2. Групові завдання
1) Запишіть схему будови атома Хлору. Визначте можливі ступені окиснення.
(–1, +1, +3, +5, +7) Поясніть чому? (Наявність 3d-підрівня)
2) Атом Хлору утворює стійкі сполуки з різними ступенями окиснення. Зобра-
зіть схему утворення молекули хлору. Укажіть тип зв’язку.
У молекулі Cl2 — ковалентний неполярний зв’язок. Фізичні властивості:
газ жовто-зеленого кольору з різким запахом, отруйний.
3) Напишіть рівняння реакції узаємодії водню та хлору, укажіть тип реакції
й умови перебігу (горіння водню в хлорі):
H Cl HCl2 2 2+ →
Якщо змішати хлор з воднем у товстостінному циліндрі й поблизу запалити
магній, то в циліндрі станеться вибух. Його спричинить яскраве світло.
Хімічна активність Хлору як окисника проявляється й під час узаємодії
з водою. На світлі відбувається реакція:
H O Cl HCl HClO2 2+ → +
ІІІ. Вивчення нового матеріалу
Гідроген хлорид. Хлоридна кислота
1. Гідроген хлорид
Гідроген хлорид HCl — безбарвний задушливий газ, добре розчинний у воді.
Розчин відомий як хлоридна, або соляна, кислота.

24. 24
У хімічних лабораторіях гідроген хлорид одержують шляхом нагрівання
натрій хлориду з концентрованою сульфатною кислотою.
Демонструється установка, учні записують на дошці рівняння реакції:
2 22 4 2 4NaCl H SO Na SO HCl+ → + ↑
Згадайте, як необхідно збирати гідроген хлорид НСl? (Газ важчий за пові-
тря, тому збирають, опустивши газовідвідну трубку в суху посудину)
2. Хлоридна кислота
Лабораторний дослід 3. Хімічні властивості хлоридної кислоти
Дослід 1. Дослідження розчину хлоридної кислоти індикатором
HCl H Cl→ ++ −
Висновок: хлоридна кислота — сильний електроліт.
Дослід 2. Взаємодія хлоридної кислоти з металами
Zn HСl ZnCl H+ → +2 2 2
Взаємодія хлоридної кислоти із цинк оксидом:
ZnO HCl ZnCl H O+ → +2 2 2
Дослід 3. Реакція нейтралізації
Завдання. Проведіть реакцію нейтралізації в присутності фенолфталеїну,
запишіть рівняння реакції у йонно-молекулярній формі:
NaOH HCl NaCl H O+ → + 2
Дослід 4. Якісна реакція на хлорид-іон
Майже всі хлориди розчиняються у воді. Аргентум хлорид випадає у вигля-
ді білого сирнистого осаду.
У двох пробірках містяться розчини хлоридної кислоти й натрій хлориду.
Дослідіть розчини на наявність хлорид-іонів, запишіть йонно-молекулярні рів-
няння реакцій:
Ag Cl AgCl+ −
+ → ↓
У результаті додавання до осаду нітратної кислоти осад не розчиняється: ар-
гентум хлорид не розчиняється ні у воді, ні в кислотах.
3. Застосування хлоридної кислоти
Учитель пропонує учням з допомогою підручника або інших довідкових
джерел розповісти про застосування хлоридної кислоти.
ІV. Застосування отриманих знань. Самостійна робота
Завдання 1. З якою з перелічених нижче речовин реагуватиме хлоридна
кислота? Напишіть рівняння можливих реакцій.
Варіант І: а) магній; б) кальцій оксид; в) ртуть; г) калій гідроксид.
Варіант ІІ: а) срібло, б) купрум(II) оксид; в) алюміній; г) натрій гідроксид.
Завдання 2. Здійсніть перетворення.
Варіант І: Cl NaCl HCl MgCl2 2→ → →
Варіант ІІ: Cl HCl NaCl AgCl2 → → →
Завдання 3. Розв’яжіть задачі.
Варіант І. Обчисліть об’єм водню (н. у.), що виділиться внаслідок узаємодії
130 г цинку з 200 г розчину хлоридної кислоти з масовою часткою кислоти 27 %.
Варіант ІІ. Обчисліть об’єм гідроген хлориду (н. у.), одержаного шляхом
узаємодії 117 г натрій хлориду з концентрованою сульфатною кислотою масою
150 г (масова частка кислоти — 60 %).
V. Підбиття підсумків уроку
1) Чим відрізняються властивості сполук Гідрогену з Хлором, Сульфуром, Ні-
трогеном, Карбоном?
2) Чому гідроген хлорид добре розчиняється у воді, а метан — ні?
3) Які хімічні властивості хлоридної кислоти доводять її приналежність до
класу кислот?
4) Як визначити наявність аніонів Cl−
у розчині?
VI. Домашнє завдання
Опрацювати матеріал параграфа, відповісти на запитання до нього, викона-
ти вправи.