Билет № 11

1. Кислоты в свете представлений об электролитической диссоциации. Химические свойства кислот: взаимодействие c металлами, основными оксидами, основаниями, солями (на примере хлороводородной кислоты).

С точки зрения теории электролитической диссоциации кислотами называются вещества, диссоциирующие в растворах с образованием ионов водорода:

HCl → H + + Cl -

Более строгая формулировка: отщепляющие в качестве катионов (положительных ионов) только ионы водорода.

Физические свойства кислот: большинство кислот кислые на вкус, растворимые в воде едкие вещества.

Химические свойства кислот:

1.Окрашивает растворы индикаторов лакмуса и метилового оранжевого в красный цвет, вследствие диссоциации в водном растворе:

HCl → H + + Cl -

2. Взаимодействует с металлами, находящимися в ряду напряжений левее водорода, например, с цинком, с образованием соли и газообразного водорода:

Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2

3.Взаимодействует с оснóвными оксидами с образованием соли и воды:

CuO + 2HCl = CuCl 2 + H 2 O

4.Взаимодействует с основаниями с образованием соли и воды:

NaOH + HCl = NaCl + H 2 O

5.Вытесняет слабые кислоты из растворов их солей:

Na 2 CO 3 + 2HCl = 2NaCl + H 2 O + CO 2

6. Могут идти реакции ионного обмена:

AgNO 3 + HCl = HNO 3 + AgCl↓ (составьте ионные уравнения реакций)

2. Опыт. Выделение поваренной соли из ее смеси с речным песком.

1. Добавить к смеси немного воды, перемешать. Соль растворится, песок осядет на дно.

2. Профильтровать полученную смесь. Если нет фильтра, дать отстояться и слить верхнюю часть воды с растворенной солью.

(Здесь мы используем различную растворимость соли и песка в воде)

3. Выпарить соль из раствора в фарфоровой чашке.

1. Амфотерные гидроксиды, их химические свойства: взаимодействие с кислотами, щелочами, разложение при нагревании (на примере гидроксида цинка).

Амфотерные гидроксиды – вещества, состоящие из переходного металла (к переходным металлам относятся цинк, алюминий и некоторые другие) и гидроксогрупп OH.

Могут быть получены действием щелочей на растворы солей металла:

ZnCl 2 + 2NaOH = Zn(OH) 2 ↓ + 2NaCl

Способны в зависимости от условий проявлять как основные, так и кислотные свойства. Т.е. реагируют как с кислотами, так и со щелочами.

С кислотами амфотерные гидроксиды реагируют так же, как и основания, с образованием соли и воды. Например, гидроксид цинка, нерастворимый в воде, взаимодействует с соляной кислотой и осадок исчезает:

Zn(OH) 2 + 2HCl = ZnCl 2 + 2H 2 O

(полученная соль – хлорид цинка)

Чтобы записать реакцию гидроксида цинка со щелочью, его удобно записать, как кислоту – водород в начале.

Осадок растворяется и в избытке щёлочи.

При взаимодействии гидроксида цинка со щелочами образуются соли – цинкаты:

H 2 ZnO 2 + 2NaOH = Na 2 ZnO 2 + 2H 2 O

Нерастворимые гидроксиды разлагаются при нагревании, образуется оксид металла и вода:

Zn(OH) 2 = ZnO + H 2 O

2. Опыт. Получение и собирание водорода. Доказательство наличия водорода в пробирке.

Водород можно получить взаимодействием цинка с соляной кислотой:

Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2

Водород легче воздуха, поэтому его собирают в пробирку, перевернутую дном кверху.

Чтобы доказать наличие водорода в пробирке и проверить его на чистоту, пробирку с водородом подносят к пламени спиртовки (пробирку держим держателем для пробирок!). Чистый водород сгорает со звонким хлопком.

Если водород смешан с воздухом, звук будет визгливый, говорят «сгорает со свистом».

Цель урока:

1. Рассмотреть свойства кислот в свете теории электролитической диссоциации.
2. Развивать умение групповой и индивидуальной работы.

Задачи урока:

1. Образовательные: на основе повторения и обобщения ранее изученного материала и в ходе знакомства с новым материалом углубить знания учащихся о свойствах кислот, отработать умение составления ионных уравнений реакций.
2. Воспитательные: формировать мировоззренческие понятия о познаваемости природы, воспитывать чувство патриотизма и уважения к своей Родине, чувство коллективизма при работе в парах, уверенность в своих силах.
3. Развивающие: развивать познавательный интерес к предмету, навыки устной и письменной речи; память, мышление, наблюдательность в ходе эксперимента; продолжить развитие навыков работы с химическими веществами и лабораторным оборудованием в процессе выполнения лабораторного опыта, развитие таких понятий: электролитическая диссоциация, ион, молекулярное уравнение реакции, полное ионное и сокращённое ионное уравнение реакций.

Тип урока: урок повторения и обобщения с элементами исследования.

Оборудование:

1. Реактивы (10%-ный раствор соляной кислоты, гидроксида натрия, раствор карбоната натрия, нитрата серебра, хлорида цинка, лакмус, фенолфталеин, метиловый оранжевый);
2. лабораторное оборудование (штатив с пробирками, пипетки);
3. дидактический материал (таблица растворимости, плакат “Химические свойства кислот”, карты-исследований, карточки-инструктажи, карточки с домашним заданием);
4. ТСО: видеоаппаратура, видеофильм “8-й класс.Часть 2”.

Структура урока

I. Организационный момент.

II. Повторение изученного материала.

III. Подведение итогов урока.

IV. Домашнее задание.

Ход урока

I. Организационный момент

Приветствие учителя. Проверка готовности класса к уроку. Психологический настрой учащихся. Создание спокойной, деловой обстановки.

II. Повторение изученного материала

1. Подведение к теме урока. Постановка цели. Сообщение темы урока.

Вступительное слово учителя:

Я хочу начать наш урок с эпиграфа: “Один опыт я ставлю выше, чем тысячу мнений, рождённых только воображением” . Это изречение принадлежит великому русскому учёному М.В.Ломоносову. Из этих слов становится ясно, какую значимость придавал он опыту. Именно поэтому Михаил Васильевич в течение 7 лет настойчиво добивался организации химической лаборатории. “Профессор химии без лаборатории никакой пользы учинить не может, точно также, как профессор астрономии без обсерватории”.

В итоге первая химическая лаборатория была учреждена в России в 1748 г. В ней было выполнено большое количество исследований, было сделано много открытий.

Не случайно наш урок начался со слов этого великого учёного. Сегодня мы с вами будем работать в рамках химической лаборатории, в которой, как и М.В.Ломоносов, будем проводить исследования. В нашей лаборатории мы будем изучать кислоты с точки зрения теории электролитической диссоциации.

Сегодня на уроке мы рассмотрим химические свойства кислот в свете теории электролитической диссоциации. Это цель нашего урока. Тема нашего урока: “Кислоты в свете теории электролитической диссоциации” (Запись даты и темы урока в тетради).

2. Общее понятие об электролитической диссоциации. Классификация кислот. Диссоциация кислот.

Фронтальная беседа по вопросам. Самостоятельная работа по карточкам у доски.

Переходим к следующему этапу урока. 3 учащихся работают по индивидуальному заданию у доски. (Приложение 1)

Вспомним основные понятия электролитической диссоциации:

– На какие группы делятся вещества по отношению к электрическому току? (Электролиты и неэлектролиты.)

– Дайте определение понятию “электролит”? (Это вещество, водный раствор или расплав, которого проводит электрический ток.)

– Приведите примеры электролитов? (Растворы и расплавы солей и щелочей, растворы кислот.)

– Дайте определение понятию “неэлектролит”? (Это вещество, водный раствор и расплав которого не проводит электрический ток.)

– Приведите примеры неэлектролитов? (Нерастворимые соли и основания, оксиды, простые вещества, органические вещества.)

– Дайте определение понятию “электролитическая диссоциация”? (Это распад электролита на ионы при расплавлении или растворении в воде.)

– Дайте определение кислоте из курса 8-го класса? (Это сложное вещество, состоящее из атомов водорода и кислотного остатка.)

– На какие ионы распадаются кислоты при диссоциации? (Катионы водорода и анион кислотного остатка.)

Проверка заданий, выполняемых учащимися у доски:

1-й ученик:

Классификация кислот по числу атомов водорода (по основности):

2-й ученик:

Классификация кислот по силе электролита:

3-й ученик:

Электролитическая диссоциация кислот:

Вопрос к классу:

– Дайте определение кислоте с точки зрения теории электролитической диссоциации? (Это электролит, диссоциирующий в водном растворе на катион водорода и анион кислотного остатка.)

Мы повторили основные понятия, необходимые для дальнейшего изучения химических свойств кислот.

III. Химические свойства кислот.

Выполнение лабораторного опыта в парах и по лабораториям. Инструктаж по охране труда при выполнении лабораторных опытов. Оформление результатов в карте исследований.

Переходим к изучению химических свойств кислот.

– Перечислите химические свойства кислот? (Действуют на индикаторы, взаимодействуют с металлами, оксидами металлов, с основаниями, с солями.)

Все химические свойства кислот, которые вы перечислили, представлены на плакате.

Химические свойства кислот

I. Общие

1. Действие на индикаторы
2. Взаимодействие с активными металлами
3. Взаимодействие с оксидами металлов
4. Взаимодействие с основаниями (…)
5. Взаимодействие с солями

II. Индивидуальные (качественные реакции)

Сейчас вы будете исследовать химические свойства кислот, а результаты своей работы будете заносить в карту исследований. (Приложение 2)

Исследуем первое свойство кислот. Внимание на демонстрационный стол! В пяти пробирках с веществами побывали индикаторы. Определите, в каких пробирках находится кислота и название индикаторов, определяющих кислоту? (пробирка №…, индикаторы: лакмус и метиловый оранжевый)

Оформление на доске и в тетради.

– Какой ион определяет изменение окраски лакмуса в кислотах? (Катион водорода.)

Остальные химические свойства кислот учащиеся исследуют самостоятельно.

Обучающиеся работают в лабораториях, изучающих химические свойства кислот: 1-я лаборатория – взаимодействие с металлами, 2-я лаборатория – взаимодействие с основаниями, 3-я лаборатория – взаимодействие с солями, 4-я лаборатория – индивидуальные свойства кислот, работая по отдельному заданию.

Перед учащимися находится ящик с необходимым оборудованием и реактивами. Для работы дана карточка – инструкция (Приложение 3) . Следуя карточке – инструкции и, соблюдая правила охраны труда, учащиеся выполняют своё исследование. Затем оформляют его в карте исследований, составляя уравнение химической реакции в молекулярном и ионном виде. Цель исследования – провести опыт, оформить результат, сделать вывод, представить результат другим лабораториям. На выполнение исследования первым трём лабораториям дается 7 минут, четвёртой лаборатории – 15 минут. По истечении времени обобщаем результаты опытов и делаем выводы.

По истечении времени:

Приглашаются по очереди по одному сотруднику от каждой лаборатории, который представляет результаты своей работы. Представители других лабораторий заносят результаты в свою карту исследований.

1-я лаборатория:

Взаимодействие с активными металлами.

Вывод: металлы взаимодействуют с кислотами. Тип реакции – реакция замещения.

2-я лаборатория:

Взаимодействие с основаниями:

Вывод: кислоты взаимодействуют с основаниями. Тип реакции – реакция обмена.

Вопрос к сотрудникам 2-й лаборатории:

– Как называется реакция взаимодействия оснований с кислотами, в результате которой образуется соль и вода? (Реакция нейтрализации.)

3-я лаборатория:

Взаимодействие с солями:

Вывод: кислоты взаимодействуют с солями. Тип реакции – реакция обмена.

Вопрос к сотрудникам 3-й лаборатории:

– Какому правилу подчиняется взаимодействие кислот с солями? (В соответствии с рядом кислот, каждая предыдущая кислота вытесняет из соли следующую: более слабую, более летучую, нерастворимую, непрочную или образуется соль, нерастворимая в воде.)

После представления результатов своего исследования сотрудники всех лабораторий переходят к исследованию ещё одного свойства кислот – взаимодействие с оксидами металлов. После просмотра видеофрагмента, в котором представитель научной лаборатории демонстрирует химический опыт, учащиеся в своей карте исследований составляют уравнение данной химической реакции в молекулярном, полном и сокращённом виде.

Проверка результатов (вывешены на доске):

Вывод: кислоты взаимодействуют с оксидами. Тип реакции – реакция обмена.

Подведение итогов учителем:

Итак, мы изучили общие свойства характерные для всех кислот.

Рассмотрите сокращённые ионные уравнения реакций и ответьте на вопрос:

– В чем состоит сходство в написании этих уравнений? (Присутствует ион водорода.)

– Чем объясняются общие свойства всех кислот? (Наличием иона водорода.)

Вывод: общие свойства кислот объясняются присутствием в растворе ионов водорода.

4-я лаборатория получила отдельное задание – провести 2 химические реакции, которые выражены сокращёнными ионными уравнениями и составить на основе сокращённого ионного уравнения реакции полное ионное и молекулярное уравнение реакции, характеризующее индивидуальное свойство кислоты.

Вывод: индивидуальные свойства кислот объясняются присутствием в растворе ионов кислотного остатка.

III. Подведение итогов урока

Заключительное слово учителя.

Подведем итоги урока. Сегодня в рамках химической лаборатории мы исследовали кислоты с точки зрения теории электролитической диссоциации. Давайте ещё раз обратимся к эпиграфу, с которого мы начали наш урок: “Один опыт я ставлю выше, чем тысячу мнений рождённых только воображением”. Этим мудрым высказыванием М.В. Ломоносова давайте завершим наш урок.

IV. Домашнее задание

Учащиеся получают необычное домашнее задание разного уровня сложности “Кем вы считаете себя в химии?”: кандидатом наук, профессором или академиком (Приложение 4) . Ученые степени расположены в порядке возрастания от кандидата наук до академика. Самая высшая учёная степень – академик. Дома ученики выбирают посильный для себя вариант работы с той учёной степенью, на которую они претендуют. Каждый вариант работы включает 2 задания, одно из них носит творческий характер. К следующему уроку выполняется первое задание, на выполнение второго задания даётся одна-две недели.

Поурочное планирование Урок 1. Электролиты. Механизм диссоциации. Урок 2. Уравнения диссоциации солей, оснований, кислот. Урок 3. Степень диссоциации. Урок 4. Реакции ионного обмена. Уроки 5–8. Химические свойства оксидов, оснований, кислот и солей в свете представлений об электролитической диссоциации и окислительно-восстановительных процессах. Урок 9. Гидролиз солей. Урок 10. Практическая работа № 1. Решение экспериментальных задач по теме «Электролитическая диссоциация». Уроки 11, 12. Модульная программа «Электролитическая диссоциация» (обобщение знаний по теме). Урок 13. Контрольная работа. Комплексная дидактическая цель 1. Знать определения понятий «электролиты», «диссоциация». 2. Уметь составлять уравнения диссоциации солей, оснований, кислот. 3. Знать свойства основных классов неорганических соединений. 4. Уметь составлять молекулярные, полные ионные и сокращенные ионные уравнения реакций, отражающих свойства соединений. 5. Уметь определять рН среды (кислая, щелочная) в растворах солей. 6. Уметь применять полученные знания при выполнении заданий разного уровня сложности. Приводим дидактический материал для проведения уроков 11, 12 (обобщение знаний по теме «Электролитическая диссоциация»).

Уроки 11, 12.

Модульная программа
«Электролитическая диссоциация»

Интегрирующая цель. В результате работы над учебными элементами (УЭ-1 – УЭ-7):

закрепить знания по теме «Электролитическая диссоциация»;
развить навыки написания уравнений диссоциации (полных и сокращенных ионных), само- и взаимоконтроля, взаимопомощи;
научиться выбирать уровень сложности по силам, работать на доверии, следить за временем, самостоятельно оперировать модульной программой, сравнивать результат своей работы с поставленными целями.

УЭ-1 · входной контроль (10 мин)

Цель . Подготовка к восприятию модуля.

Тестовые задания

Пользуйтесь таблицей растворимости. Ответы записывайте в тетради. Следите за временем! В спорных вопросах обращайтесь к учителю.

I вариант

1. Электролитом является:
а) кислород;
б) дистиллированная вода;
в) соляная кислота;
г) оксид серы(VI).

2. Какое вещество при диссоциации образует ион ?

а) H 2 SiO 3 ; б) Na 2 SiO 3 ; в) SiO 2 ; г) CaSiO 3 .

Al + + 3OH – = Al(OH) 3 ?

а) Al 2 O 3 + НСl ... ;

б) Al 2 O 3 + Н 2 O ... ;

в) АlPO 4 + КОН ... ;

г) АlCl 3 + КОН ... .

4. C какими из веществ будет взаимодействовать гидроксид натрия:

а) KNO 3 ; б) НNО 3 ; в) СuCl 2 ; г) СaO?

II вариант

1. Неэлектролитом является:
а) гидроксид натрия (р-р);
б) оксид кремния(IV);
в) хлорид натрия (р-р);
г) азотная кислота.

2. Какие вещества при диссоциации образуют катионы металла?
а) Кислоты;
б) оксиды;
в) соли;
г) основания.

3. Какому молекулярному уравнению соответствует сокращенное ионное:

Н + + ОН – = Н 2 О?

а) Н 2 SO 4 + NаОН ... ;

б) Н 2 SO 4 + Al 2 O 3 ... ;

в) НСl + СаСО 3 ... ;

г) Н 2 + О 2 ... .

4. С какими из веществ будет взаимодействовать соляная кислота?

а) СО 2 ;
б) Ва(ОН) 2 ;
в) K 2 SO 4 ;
г) К 2 СО 3 .

Поменяйтесь тетрадями с соседом по парте, проверьте ответы по приложению, обсудите ошибки. Оцените работу товарища, поставив за каждое правильно выполненное задание 1 балл. Занесите баллы в оценочный лист УЭ-1 (см. приложение 1). Если вы получили 4 балла, то переходите к УЭ-4. Если вы получили 2 или 3 балла, то переходите к УЭ-3. Если вы получили 0 или 1 балл, то приступайте к УЭ-2.

УЭ-2

Цель . Повторить основные положения теории электролитической диссоциации и свойства неорганических соединений.

1. Электролитическая диссоциация – это процесс распада электролитов на ионы в растворе или расплаве.
Электролиты – это вещества, проводящие электрический ток в растворе или в расплаве.
Оксиды – неэлектролиты.
Соли - электролиты, диссоциирующие на катион металла и анион кислотного остатка:

NaCl Nа + + Cl – .

Основания – электролиты, диссоциирующие на катион металла и анион гидроксигруппы:

NаОН Nа + + ОН – .

Кислоты – электролиты, диссоциирующие на катион водорода и анион кислотного остатка:

НCl Н + + Cl – .

2. Основные оксиды взаимодействуют с водой и с кислотами.
Кислотные оксиды взаимодействуют с водой и с щелочами.
Кислоты взаимодействуют с металлами, основными оксидами, основаниями, солями.
Основания взаимодействуют с кислотными оксидами, кислотами, солями.
Соли взаимодействуют с металлами, солями, кислотами, щелочами.
Реакции ионного обмена идут до конца в случае образования слабого электролита (вода, осадок, газ).

Молекулярное уравнение:

Полное ионное уравнение:

Сокращенное ионное уравнение:

Переходите к УЭ-3.

УЭ-3

Цель . Развитие навыков написания уравнения диссоциации и ионных уравнений реакции обмена.

Выполните задание письменно в тетради. При затруднении обращайтесь к УЭ-2.

I вариант

1. Какие из веществ при диссоциации образуют ион Н + ? Запишите уравнения их диссоциации.

а) Са(ОН) 2 ; б) Н 2 SO 4 ; в) Н 2 SiO 3; г) НNО 3 .

2. Составьте молекулярное и ионные уравнения реакции между азотной кислотой и гидроксидом бария. Чему равны суммы всех коэффициентов в полном ионном и сокращенном ионном уравнениях?

II вариант

1. Какие из веществ при диссоциации образуют ион ОН – ? Запишите уравнения их диссоциации.

а) Bа(ОН) 2 ; б) Zn(OH) 2 ; в) НClO; г) KOН.

2. Составьте молекулярное и ионные уравнения реакции между хлоридом бария и серной кислотой. Чему равны суммы всех коэффициентов в полном ионном и cокращенном ионном уравнениях?

Проверьте свои ответы по приложению 2. Занесите баллы в оценочный лист. За правильно выполненное задание 1 поставьте 1 балл, за задание 2 – 2 балла. Если вы набрали 2 или 3 балла, переходите к УЭ-4. Если вы набрали 0 или 1 балл, вернитесь к УЭ-2 или обратитесь за консультацией к учителю.

УЭ-4

Цель . Закрепление знаний о реакциях ионного обмена

Работайте письменно в тетради.

I вариант

а) NaCl + К 2 SO 4 ... ;

б) СаСl 2 + Na 2 СО 3 ... .

Zn 2+ + 2OH – = Zn(OH) 2 .

II вариант

1. Составьте молекулярное и ионные уравнения только для необратимой реакции:

а) K 2 SO 4 + HCl ... ;

б) K 2 CO 3 + HNO 3 ... .

2. Составьте молекулярное уравнение, соответствующее сокращенному ионному:

Проверьте ответы по приложению 2. За каждое правильно выполненное задание – по 2 балла. Занесите балл в оценочный лист. Переходите к УЭ-5.

УЭ-5

Цель . Закрепить знания о свойствах неорганических соединений в свете представлений об электролитической диссоциации.

Тестовые задания

I вариант

Какие вещества взаимодействуют между собой с образованием гидроксида меди(II)?

а) Сu и Н 2 О;
б) СuО и НСl;
в) СuSO 4 и КОН;
г) СuСl 2 и Ва(OH) 2 .

II вариант

Какие вещества взаимодействуют между собой с образованием хлорида серебра?

а) Аg и НСl;
б) АgNO 3 и НСl;
в) Аg 2 O и NаСl;
г) AgNO 3 и NаСl.

Проверьте ответы по приложению 2. За правильно выполненное задание поставьте 2 балла. Занесите баллы в оценочный лист. Если до выполнения выходного контроля осталось более 10 мин, то переходите к
УЭ-6. Если времени осталось мало, приготовьтесь к выполнению выходного контроля, проанализировав свои ошибки в УЭ-3, УЭ-4 и УЭ-5.

20-е – 30-е годы – одна из самых страшных страниц в истории СССР. В 30-40 гг. сталинская система развивалась по линии упрочения, ужесточения своего режима, в полной мере используя механизм подавления инакомыслия, устрашая через репрессии и публичные судилища любую оппозицию, манипулируя сознанием людей и насаждая веру в непогрешимость и даже “святость” вождя. В 30-е гг. по стране прокатилась волна сфабрикованных политических процессов. Все это не могло не вызывать опасений, особенно у старой ленинской гвардии большевиков. На XVII съезде партии (январь-февраль 1934 г.) предпринимались, правда неудачно, тайные попытки сместить Сталина с поста генсека. Однако убийство в 1934 г. С.М. Кирова, лидера ленинградских большевиков, развязало руки Сталину, стало предлогом для развертывания по всей стране “большого террора”. В водоворот репрессий попали самые известные активисты большевистской гвардии, многие хозяйственники, деятели науки и культуры, крестьяне, не пожелавшие мириться с коллективизацией, и другие. “Врагом народа” мог быть объявлен любой, кого репрессивные органы (НКВД) заподозрят в нелояльности к утверждающемуся режиму.

17.Ссср накануне войны (1938-1941). Пакт Молотова-Риббентропа.

1938-1939 Берлин планирует захватить Польшу, а затем, накопив необходимые силы и укрепив тылы, вступить против Франции и Англии. Гитлер планировал превратить СССР во временного союзника до поры до времени, тем самым до поры до времени нейтрализовав его, не допустить вмешательства Москвы в боевые действия англо-французской стороны. 1939 год. Переговоры, выявившие острое недоверие сторон друг у другу. 23 августа 1939 Молотов и министр иностранных дел Германии Риббентроп подписали в Москве пакт о ненападении и секретный доп. протокол к нему о «разделе сфер влияния» в Восточной Европе. Согласно последнему Берлин признавал сферой влияния Советского Союза Латвию, Эстонию, Финляндию, Восточную часть Польши и Бессарабию. В сентябре 1939 этот список был дополнен Литвой. Стороны соглашения обязывались воздерживаться от нападения друг на друга и соблюдать нейтралитет в случае, если одна из них становилась объектом военных действий третьей стороны. Участники соглашения также отказывались от участия в группировке держав, «прямо или косвенно направленной против другой стороны». Предусматривался взаимный обмен информацией о вопросах, затрагивающих интересы сторон. Состоявшийся в марте 1939 г. XVIII съезд ВКП(б) определил, что СССР вступил в полосу завершения строительства социалистического общества и постепенного перехода от социализма к коммунизму. Съезд сформулировал основную экономическую задачу: догнать и перегнать главные капиталистические страны по производству продукции на душу населения. На решение этой задачи отводилось 10-15 лет. На съезде был рассмотрен и утвержден план третьей пятилетки (1938-1942 гг.). Решения съезда были встречены с энтузиазмом. В строй вводились новые предприятия, много внимания уделялось повышению активности масс. Однако морально-психологическое состояние общества оставалось противоречивым. С одной стороны, советские люди гордились трудовыми успехами, о которых постоянно сообщали средства массовой пропаганды, верили в светлое отдаленное будущее, а с другой - массовые репрессии порождали чувство страха, неуверенности в завтрашнем дне. К тому же был принят ряд суровых мер, направленных на укрепление трудовой и производственной дисциплины. Так, в 1940 г. Президиумом Верховного Совета СССР были изданы указы о переходе на восьмичасовой рабочий день, на семидневную рабочую неделю и о запрещении самовольного ухода рабочих с предприятий и учреждений, о запрещении самовольного ухода с работы трактористов и комбайнеров, работающих в машинно-тракторных станциях, по которым за прогул и уход с предприятия без разрешения администрации устанавливалась уголовная ответственность. Таким образом, государство фактически прикрепляло рабочих и служащих к предприятию. Были повышены нормы выработки, снижены расценки, а невыполнение минимума трудодней колхозниками могло привести к уголовному преследованию. Однако попытки руководства страны добиться поставленных целей, развивая энтузиазм масс и в то же время используя метод устрашения, не дали желаемого результата. План трех лет третьей пятилетки выполнен не был. В связи с угрозой войны важное значение придавалось развитию военного производства, особенно на Востоке страны. В Поволжье, на Урале, в Сибири шло интенсивное строительство оборонных предприятий, основывающихся на местной топливно-металлургической базе. Темпы развития оборонной промышленности были высокими. Если за три года третьей пятилетки рост промышленного производства составлял в целом 13,2% в год, то в военных отраслях - 39%. Особое значение придавалось созданию новейших видов боевой техники.