Temat: Obliczanie mas cząsteczkowych

Adresat

Uczeń szkoły podstawowej (klasy 7. i 8.)

Podstawa programowa

Szkoła podstawowa. Chemia.

III. Reakcje chemiczne. Uczeń:

6) oblicza masy cząsteczkowe pierwiastków występujących w formie cząsteczek i związków chemicznych.

Ogólny cel kształcenia

Uczeń oblicza masy cząsteczkowe

Kompetencje kluczowe

• porozumiewanie się w języku ojczystym;

• porozumiewanie się w językach obcych;

• kompetencje matematyczne i podstawowe kompetencje naukowo‑techniczne;

• kompetencje informatyczne;

• umiejętność uczenia się.

Kryteria sukcesu
Uczeń nauczy się:

• obliczać masę cząsteczkową prostych związków chemicznych;

• określać stosunki masowe pierwiastków w związkach chemicznych;

• ustalać skład procentowy związku chemicznego.

Metody/techniki kształcenia

• podające

  • pogadanka.

• aktywizujące

  • dyskusja.

• programowane

  • z użyciem komputera;

  • z użyciem e‑podręcznika.

• praktyczne

  • ćwiczeń przedmiotowych.

Formy pracy

• praca indywidualna;

• praca w parach;

• praca w grupach;

• praca całego zespołu klasowego.

Środki dydaktyczne

• e‑podręcznik;

• zeszyt i kredki lub pisaki;

• tablica interaktywna, tablety/komputery;

• metodnik lub kartki zielone, żółte i czerwone;

• układ okresowy pierwiastków.

Przebieg lekcji

Faza wstępna

1. Nauczyciel rozdaje uczniom metodniki lub kartki w trzech kolorach: zielonym, żółtym i czerwonym do zastosowania w pracy techniką świateł drogowych. Przedstawia cele lekcji sformułowane w języku ucznia na prezentacji multimedialnej oraz omawia kryteria sukcesu (może przesłać uczniom cele lekcji i kryteria sukcesu pocztą elektroniczną lub zamieścić je np. na Facebooku, dzięki czemu uczniowie będą mogli prowadzić ich portfolio).

2. Prowadzący wspólnie z uczniami ustala – na podstawie wcześniej zaprezentowanych celów lekcji – co będzie jej tematem, po czym zapisuje go na tablicy interaktywnej/tablicy kredowej. Uczniowie przepisują temat do zeszytu.

Faza realizacyjna

1. Nauczyciel, wprowadzając uczniów w temat zajęć, omawia pojęcie masy atomu. Podaje jej przybliżoną wartość i jednostkę, w jakiej się ją wyraża. Informuje, że masy atomowe zaokrągla się do liczb całkowitych – z wyjątkiem chloru (35,5 u) i miedzi (63,5 u). Tłumaczy, dlaczego atomy tego samego pierwiastka mogą różnić się od siebie masą. Podkreśla, że masa atomowa pierwiastka w układzie okresowym jest średnią masą atomową oraz jest dla konkretnego pierwiastka jego cechą charakterystyczną, po której można go zidentyfikować. Pracując z aktywnym układem pierwiastków, uczniowie ćwiczą odczytywanie mas atomowych.

2. Nauczyciel omawia zasady obliczania mas cząsteczkowych pierwiastków i związków chemicznych. Wyjaśnia, czym jest masa cząsteczkowa.

3. Prowadzący zajęcia tłumaczy, kiedy należy posługiwać się pojęciem masy cząsteczkowej pierwiastków chemicznych – prezentuje na tablicy sposób obliczania mas cząsteczkowych niektórych pierwiastków, np. wodoru – HIndeks dolny 2₂, tlenu – OIndeks dolny 2₂, azotu – NIndeks dolny 2₂, ozonu – OIndeks dolny 3₃, fosforu – PIndeks dolny 4₄, siarki – SIndeks dolny 8₈, chloru – ClIndeks dolny 2₂, bromu – BrIndeks dolny 2₂, fluoru – FIndeks dolny 2₂, jodu – IIndeks dolny 2₂. Po omówieniu np. 2–3 przykładów prosi chętnych do tablicy, by rozwiązali kolejne zadania związane z obliczaniem mas cząsteczkowych pierwiastków chemicznych. Pozostali uczniowie wykonują obliczenia w zeszytach.

4. Nauczyciel wyświetla na tablicy multimedialnej prezentację „Masy cząsteczkowe wybranych związków chemicznych” z abstraktu i wspólnie z uczniami analizuje kilka przykładów. Następnie uczniowie zapisują w formularzu swoje obserwacje i wnioski.

5. Nauczyciel podaje wzory przykładowych związków chemicznych – chętni podchodzą do tablicy i obliczają masy cząsteczkowe. Jako przykłady nauczyciel może zaproponować: HIndeks dolny 2₂SOIndeks dolny 3₃, HIndeks dolny 2₂S, HIndeks dolny 2₂COIndeks dolny 3₃, HNOIndeks dolny 3₃, Fe(OH)Indeks dolny 3₃, Cu(OH)Indeks dolny 2₂, NHIndeks dolny 3₃

6. Pod koniec lekcji nauczyciel prosi uczniów o wykonanie ćwiczenia interaktywnego – praca indywidualna.

Faza podsumowująca

1. Nauczyciel prosi uczniów o rozwinięcie zdań:

   • Dziś nauczyłem się…

   • Zrozumiałem, że…

   • Zaskoczyło mnie…

   • Dowiedziałem się…

   W celu przeprowadzenia podsumowania może posłużyć się tablicą interaktywną w abstrakcie lub polecić uczniom pracę z nią

Praca domowa

1. Odsłuchaj w domu nagrania abstraktu. Zwróć uwagę na wymowę, akcent i intonację. Naucz się prawidłowo wymawiać poznane na lekcji słówka.

2. Wykonaj w domu notatkę z lekcji metodą sketchnotingu.

W tej lekcji zostaną użyte m.in. następujące pojęcia oraz nagrania

Pojęcia

Teksty i nagrania

How to calculate molecular weight

The atomic weight is very small and constitutes only a small part of gram (approx. 10Indeks górny -24^-24 g). That is why it is expressed using atomic mass units, called the units. One unit is equal to 0.00000000000000000000000166 g (1.66 · 10Indeks górny -24^-24 g).

Atoms of the same element may differ in their weight as there are certain varieties with different number of neutrons in nucleus. That is why atomic weight of an element is the weighted average of its isotopic masses. In order to calculate it, the percentage of isotopes of a given element is taken into account. The average atomic weights of elements are listed in the periodic table.

The atomic weight is a unique feature of given element and there are no two different elements with the same atomic weight. That is why if you know atomic weight, you can identify the element.

Chemical compounds are made of molecules or form crystal structure with ions in a specific quantitative ratio. Molecular formula of a compound shows molecular structure of a molecule or – if it is an ionic compound – it corresponds to the simplest stoichiometric ratio of ions present in this compound. The mass of these smallest structures of chemical compounds, expressed using atomic mass units, is called molecular weight. Although the term consists of a “molecular” part, its scope is not limited only to molecular compounds but also covers ionic compounds.

The molecular weight of a chemical compound is equal to the sum of atomic weights of elements forming the smallest structure of a chemical compound that is described using the chemical formula.

$\mathrm{atomic\; weight\; of\; chlorine}= 35.5\mathrm{ u}$

$\mathrm{atomic\; weight\; of\; copper}= 63.5\mathrm{ u}$

When making approximations, you have to follow certain rules:

If the first decimal digit is less than 5, all decimal digits are rejected, for example:

$\mathrm{atomic\; weight\; of\; magnesium}= 24.31\mathrm{ u }\approx 24\mathrm{ u}$

If the first decimal digit is greater than 5, the number corresponding to a unit is increased by 1, for example:

$\mathrm{atomic\; weight\; of\; lithium}=6.94u\approx 7u$

In case of chlorine and copper the first decimal digit is equal to 5 (their atomic weights are not rounded up to integers).

Some chemical elements, such as: hydrogen, nitrogen, oxygen, fluorine, chlorine, bromine or iodine, occur in the form of diatomic molecules. In order to determine their weight, we use molecular weight of an element. The molecular weight of a chemical element is a product of its atomic weight and a number of atoms that make up a molecule.
For example, the molecular weight of nitrogen is made up of diatomic molecules with the formula ${\text{N}}_{\text{2}}$ is as follows:

$\text{2 · atomic weight of nitrogen = 2 · 14 u = 28 u}$

The ratio of the number of atoms (or ions) of individual elements in given compound is determined based on molecular formula of a chemical compound. For example, in hydrogen chloride with the following molecular formula: $\text{HCl}$ there is one atom of hydrogen per one atom of chlorine. The ratio of hydrogen atoms to chlorine atoms is 1 : 1. In case of water with molecular formula ${\text{H}}_{\text{2}}\text{O}$, the ratio of hydrogen atoms to oxygen atoms is 2 : 1.

Using the term “atom” to describe the numerical ratio would not be a big mistake, regardless of the compound type (covalent or ionic one).

A molecular formula of a chemical compound contains information about elements that form this compound and quantitative ratio in which they bond with each other. If you know these information, it is easy to calculate mass ratio of individual elements. This value is defined as the ratio of atomic weights of individual elements that form given chemical compound. In a hydrogen chloride with a formula $\text{HCl}$ there is one atom of hydrogen with atomic weight of 1 u and one atom of chlorine with atomic weight of 35.5 u. The mass ratio of hydrogen to chlorine in a hydrogen chloride molecule amounts to 1 : 35.5.

In a compound with general formula:

${\text{A}}_{\text{x}}{\text{B}}_{\text{y}}$

the mass ratio is as follows:

$\text{x · atomic weight of element A : y · atomic weight of element B}$

• Molecular weight, mass ratio of individual chemical elements and percentage content of these elements can be calculated based on formula of given chemical compound.

• Molecular weight of chemical compound is equal to the total weight of atoms of elements making up the molecule (if it is a covalent compound) or the smallest set of repetitive ions (if it is an ionic compound). It is expressed using atomic mass units.

• The mass ratio of individual elements making up a chemical compound is called mass ratio.