Дипломная работа: Химический язык

Не понимание функций химической символики в познании химии, хотя учащиеся умеют писать формулы и уравнения. Причина – недостаточное раскрытие функций химической символики, отсутствие сравнительных характеристик различных видов символических записей.

Т. о., из-за несформированности химического языка на начальных этапах изучения химии, а также умений им пользоваться, к 11 классу появляются серьезные проблемы уже с самим теоретическим материалом. С целью избежания последнего, в данной работе разработаны конкретные уроки по формированию умений пользоваться химическим языком для устранения формализма в знаниях учащихся.

2.3. Требования стандарта к изучению темы "Окислительно-восстановительные реакции"

Опираясь на новый образовательный стандарт по химии за 2004 год [16] , можно выделить обязательный минимум содержания знаний и умений в курсе химии:

·     стандарт основного (общего) образования по химии предполагает: понятие о валентности и степени окисления, химические реакции, классификация их по изменению степени окисления;

·     стандарт среднего (полного) общего образования расширяет и дополняет знания об ОВР, рассматривая: изучение окислительно-восстановительных реакций в растворах электролитов, электролиз растворов и расплавов, теоретические вопросы, восстановительные свойства металлов, электрохимический ряд напряжений металлов, понятие о коррозии, способы защиты, представление соединений некоторых переходных металлов: KMnO4 и K2Cr2O7 как окислители.

На сегодняшний момент существует огромное количество учебников химии [23] , где данная тема рассматривается по-разному. В Калужской области широкое распространение получили учебника Габриеляна О.С. [25].

В 2007 году наша область в образовательном процессе осуществляет переход на профильное обучение. В свете таких событий рационально было бы использование учебников, предполагающих изучение химии на профильном уровне. Такими являются учебники под редакцией Н.Е. Кузнецовой [26,27,28] , которые предусматривают изучении химии как в общеобразовательных классах, на профильном уровне, так и в классах с углубленным изучением предмета.

По программе Н.Е. Кузнецовой [18] на изучение темы "Окислительно-восстановительные реакции" выделяется следующее количество часов:

8 класс: урок №1 ОВР. Составление уравнений методом электронного баланса;

урок №2 Составление и использование алгоритма расстановки коэффициентов методом электронного баланса в уравнениях ОВР;

урок №3 Контрольная работа по теме.

9 класс: Фрагменты уроков с изучением окислительно-восстановительных свойств металлов, неметаллов и их соединений.

Фрагменты уроков: 1) Электрохимические процессы. Электролиз расплавов и растворов солей.

2) Коррозия металлов. Электрохимический ряд напряжения металлов.

11 класс: Фрагменты – периодичность изменения окислительно-восстановительных свойств атомов, элементов.

урок №1 ОВР в растворах электролитов.

урок №2 Электрохимические процессы: электролиз.

урок №3 Коррозия металлов.

Т. о., данные учебники в полной мере отражают весь теоретический курс знаний по данной теме и отвечают требованиям стандарта образования по химии.

2.4. Разработка планов уроков по теме "Окислительно-восстановительные реакции" для 11 класса

При изучении темы в классе предполагаются стенды с занимательными заданиями по теме, а также домашние эксперименты (приложение 6,7).

Урок №1

Тема: "Окислительно-восстановительные реакции".

Задачи: обобщить, систематизировать знания и умения учащихся по теме; развитие активной мыслительной деятельности, повышение интереса к предмету.

Тип урока: урок обобщения, систематизации знаний и умений.

Оборудование: карточки-задания, компьютер, диски с опытами, мультимедийный проектор, грамоты, медали, часы.

Ход урока:

На предыдущем уроке учащимся в качестве домашнего задания было задано повторить (вспомнить) материал по теме.

На перемене учащиеся расставляют мебель в кабинете так, чтобы могли разместиться все команды по 5-7 человек, разделяются на команды. Учитель объявляет о форме проведения урока – игра, а также основные правила мероприятия.

Правила игры:

1. Команда состоит из 5-7 человек, включая капитана.

2. В ходе игры вы получаете баллы за задания, а также дополнительные задания принесут вам лишние баллы. Победит команда, набравшая наибольшее количество баллов.

3. В конце урока все учащиеся получают оценки в зависимости от своей активности во время урока.

4. Если команда справляется с заданием ранее указанного времени, ей присуждается еще полбалла. Все задания выполняются строго по времени. Плохое поведение также отражается на сумме баллов.

Ход игры.

Задание №1

Из перечисленных уравнений выберите окислительно-восстановительные реакции, по какому принципу проводили отбор: 2Na+O2=Na2O2, 2NaNO3=2NaNO2+O2, K2CO3+2HCl=2KCl+CO2+H2O, NaOH+CO2=NaHCO3, KOH+Al(OH) 3=K [Al(OH) 4] , 8NH3+3Br2 =6NH4Br+N2.

время 3 мин, баллы 4(за каждое правильно указанное уравнение + балл ответ на вопрос).

Учитель: правильно было указать те уравнения реакций, где произошли изменения степеней окисления элементов, что является главным признаком данной группы реакций.

Задание №2

Используя числовую прямую, укажите все возможные виды степеней окисления:

-4 - 3 - 2 - 1 0 +1 +2 +3 +4 +5 +6 +7 +8

время 3мин, баллы 5(за правильно указанное название степени окисления).

Допол. вопрос: Почему прямая заканчивается +8, а начинается с - 4?

учитель чертит схему на доске:

степень окисления положительная нейтральная отрицательная

высшая промежуточная низшая промежуточная

Задание №3

В ходе каких процессов происходит изменение (уменьшение или увеличение) степени окисления элементов в ОВР? Как называются эти процессы? Приведите по 1 примеру.

время 4 мин, баллы 5 (по баллу за пример + баллы за указание причины).

Учитель: речь идет о процессах окисления и восстановления, входе которых происходит увеличение и уменьшение степени окисления соответственно.

Задание №4

Вставьте пропущенные слова и символы:

атом, молекула или ион, отдающие электрон, ……(что с ними происходит?), но сами при этом являются …… (роль в ОВР).

атом Li0…. . →Li+, молекула H20…. →2H+, ион Fe2+…. . →Fe3+,

процесс ……

атом, молекула или ион, принимающая электрон, …… (что с ними происходит?), но сами при этом являются …… (роль в ОВР).

атом S0 …. . →S2 - , молекула Cl2……→2Cl-, ион Sn4+……→Sn2+, процесс …….

время 4 мин, баллы 5= 3 (каждое уравнение полуреакции 0,5б) +2(указание названия процессов).

Учитель: здесь необходимо было вспомнить что такое окислитель и восстановитель и что в этой роли могут выступать атомы, молекулы и ионы.

Задание №5

Al + S→Al2S3Вопросы: 1) что вам представлено?

2 6 Al0-3ê→Al3+2) как называется каждый из процессов?

3 S0+2ê→S2 - 3) какую роль играет Al и S в реакции?

Расставьте коэффициенты. 4) что значат цифры 3, 2, 6?

время 4 мин, баллы 4 (за каждый вопрос).

Задание №6

Осуществите переходы с указанием окислительно-восстановительных процессов, окислителя и восстановителя. Укажите соответствующие соединения и их роль реакции.

S2-↔S4+→S6+Mn0↔Mn2+←Mn7+.

время 5 мин, баллы 5 (по 0,5 за каждое уравнение полуреакции с указанием окислителя и восстановителя + по 1 баллу за каждую схему с участием веществ).

Учитель: ионы (и соответствующие им соединения), содержащие элементы в низшей степени окисления являются восстановителями; ионы (и соответствующие им соединения), содержащие элементы в промежуточной степени окисления являются и окислителями, и восстановителями; ионы (и соответствующие им соединения), содержащие элементы в высшей степени окисления всегда являются окислителями.

Допол. вопрос: опираясь на схему, предскажите окислительно-восстановительные свойства ионов и соответствующих им соединений:

восстановительокислитель -4 - 3 - 2 - 1 0 +1 +2 +3 +4 +5 +6 +7 +8

восстановительные свойства окислительные свойства  отрицательныеположительные промежуточные

Задание №7 "Конкурс капитанов"

Демонстрация химической реакции (с использованием компьютера и мультимедийного проектора). Задание: Hg+HNO3(конц) = Hg(NO3) 2+NO2+H2O.

Расставьте коэффициенты методом электронного баланса, описывая его основные этапы.

время 4 мин, баллы 5.

В это время командам предлагается следующее задание: фрагменты 3-х опытов, схемы которых предложены, будут позже. Задание определить тип ОВР и указать уравнения полуреакций. Фрагменты: 1)"Вулкан" - разложение дихромата аммония; 2) взаимодействие железа с разбавленной серной кислотой; 3) холодный гидроксид калия с хлором. Схемы: (NH4) 2Cr2O7→N2+Cr2O3+H2O, Fe+H2SO4→FeSO4+H2,

Cl2+KOH(хол) → KCl+KClO+H2O.

время 4 мин, баллы 3 (за каждое уравнение).

Учитель: выделяют три типа ОВР – межмолекулярные (2), внутримолекулярные (1) и диспропорционирования (3).

ИТОГИ УРОКА: подсчет количества баллов и награждение победителей, выставление оценок.

Домашнее задание: § 33,§ 34Упр. № 4, 5 (стр.215), составить план-конспект по теме, подготовка к самостоятельной работе. План конспекта:

1. Определение; 2. Окислительно-восстановительные процессы;

3. Окислители и восстановители; 4. Типы ОВР;

5. Метод электронного баланса (алгоритм в учебнике на стр.216).

Урок №2

Тема: "Электролиз расплавов и растворов".

Задачи: сформировать представление у учащихся о процессе электролиза, умение составлять уравнения анодных и катодных процессов, суммарных процессов электролиза.

Оборудование: карточки-задания для проверки домашнего задания, электролизер, растворы KI, фенолфталеин, белый фон, карточки-задания для закрепления материала.

Тип урока: формирование знаний и умений.

Ход урока:

I Организация класса.

II. Проверка домашнего задания (выборочно тетради у учеников 2-3). Выполнение теста (10 мин).

I вариант 1. Дать определение понятию окислитель. Приведите примеры.

2. Укажите коэффициенты перед восстановителем в реакции S+ HNO3 (конц) →SO2 +NO2+H2O

а) 5; б) 4; в) 3; г) 1.

3. Углерод проявляет окислительные свойства в реакции:

а) FeO+CO→Fe+CO2; в) C+Si→SiC;

б) C+2H2→CH4; г) 2CO+O2→2CO2.

4. Сильнее восстановительные свойства будут выражены:

а) N-3; в) N+5;

б) N+2; г) N+1.

5. Сумма коэффициентов в уравнении составляет Al + S→Al2S3

а) 3; в) 4;

б) 5; г) 6.

6. Недостающим продуктом реакции является Zn+H2SO4 (конц) →ZnSO4+H2O+…

а) H2S;  в) S; б) SO2;  г) S→ SO2.

Остальные варианты - приложение 1.

III. Изучение нового материала (15 мин).

1. Демонстрация опыта "Электролиз раствора иодида калия".

В U-образную рубку добавляем раствор KI и фенолфталеина. В оба колена помещаем угольные "стержни" и присоединяем их к источнику постоянного тока. Наблюдаем через некоторое время в одной части трубки раствор становится желтым (при добавлении капли крахмала происходит сене окрашивание), а в другой – малиновым, и выделяются пузырьки газа.

Вопросы классу:

1) прошла ли химическая реакция? Как определить, прошла ли химическая реакция?

2) за счет чего проявилась малиновая окраска фенолфталеина?

3) о чем свидетельствует появление желтого цвета?

4) что является условием протекания реакции (исходя из устройства прибора) ?

5) какую роль играют угольные "стержни"?

6) какой заряд несет катод и анод?

7) какие процессы протекают на электродах?

8) к какому типу химической реакции ее можно отнести?

Т. о., мы наблюдали окислительно-восстановительную реакцию, протекающую под действием постоянного электрического тока на электродах, погруженных в раствор или расплав электролита.Т. е., речь идет о процессе электролизе (записи в тетради).

Что такое электролиты? Почему электролиты являются участниками электролиза? Составим уравнение реакции:

2KI + H2O → 2KOH + I2 + H2 ↑.

Фенолфталеин стал малиновым, так как образовался гидроксид калия, желтый цвет обусловлен иодом, а пузырьки газа – водород.

Вода является участником процесса электролиза растворов, вода – диполь.

электролиз расплавов растворов

2. Электроды в электролизе  катод К (-) анод А (+)

только инертные инертные (Сгр, Pt) активные(Fe, Cu)

3. Правила определения продуктов электролиза расплавов и растворов электролитов (схемы представлены на каждого ученика).

I. Катодные процессы

электрохимический ряд напряжений металлов Li Rb K Ba Ca Na Mg Mn Zn Cr Fe Pb Cu Hg Ag Pt Au

восстановление H2Oвосстановление H2O и восстановление H2O + 2ê →H2 +2OH - металла Men+ + nê→Me0 металла усиление окислительных свойств катионов II. Анодные процессы

анионы

бескислородсодержащиекислородсодержащие галогенид-ионы OH - , NO3-, SO42-

2 Cl - - 2ê → Cl2↑ 2H2O - 4ê→O2+4H+; 4OH - - 4ê→O2+2H2O.

I - Br S2 - Cl - OH - SO42 - NO3 - F -

ослабление восстановительной способности анионов Применение электролиза: покрытие металлов; защита от коррозии; получение металлов и других соединений; очистка веществ от примесей.

4. Опираясь на правила, составим уравнение электролиза раствора иодида калия и расплава хлорида меди (II).

а) KI + H2O →

К (-): К+; H2O H2O + 2ê →H2 +2OH - восстановление А (+): I-; H2O2 I - - 2ê → I2  окисление 2KI + H2O → 2KOH + I2 + H2 ↑.

б) CuCl2 расплав→

К (-): Cu2+ Cu2+ + 2ê → Cu0 восстановление А (+): Cl- 2 Cl - - 2ê → Cl2↑ окисление CuCl2 расплав→ Cu0 + Cl2↑.

Вода не является участником процесса расплава веществ.

IV. Закрепление материала (10 мин).

Учащимся предлагается 3 карточки-задания, которые они постепенно выполняют. Те задания, которые не выполнили в классе переходят как домашнее задание. Три человека работают на оценку.

Карточка 1.

1. Составьте уравнение электролиза:

а) раствора бромида железа (II); б) расплава оксида алюминия;

в) раствора нитрата ртути.

2. Расставьте коэффициенты методом электронного баланса H2SO4 + H2S → S + H2O.

Карточка 2.

1. Составьте уравнение электролиза:

а) раствора иодида никеля (II); б) расплава хлорида натрия;

в) раствора серной кислоты.

2. Расставьте коэффициенты методом электронного баланса FeO+ HNO3(конц) =Fe(NO3) 3+NO2+ H2O.

Карточка 3.

1. Составьте уравнение электролиза:

а) раствора гидроксида меди (II); б) расплава оксида кальция;

в) раствора нитрата серебра.

2. Расставьте коэффициенты методом электронного баланса NaNO3=NaNO2+O2.

ИТОГИ УРОКА

V. Домашнее задание § 36, выполнить задание на карточках, подготовка к самостоятельной работе.

Урок №3

Тема: "Коррозия металлов".

Задачи: актуализировать, расширить и углубить знания о коррозии металлов; закрепить полученные знания и умения по всей теме.

Оборудование: карточки-задания для проверки домашнего задания, опыт (ставится за 3 дня) 5 стаканов, 5 гвоздей, растворы щелочи и поваренной соли, цинк и медная проволока, варианты самостоятельной работы.

Ход урока:

I. Организация класса.

II. Проверка домашнего задания (10 мин)

2 человека у доски выполняют задания:

1) составить схемы процессов электролиза раствора бромида меди, гидроксида калия, расплава хлорида магния.

2) составить схемы процессов электролиза раствора нитрата натрия, гидроксида цинка, расплава иодида алюминия.

Вопросы классу: 1) Что такое процесс электролиза? 2) Какие вещества являются участниками этого процесса, почему? 3) Какое промышленное значение имеет данный процесс? 4) Что такое активный и инертный электроды?

III. Изучение нового материла (15 мин)

Демонстрация опыта (приготовлен за 3 дня).

В 5 стаканах находятся гвозди, но погруженные в различные среды: 1 – вода, 2 – в растворе NaCl, 3 – в растворе NaOH, 4 – в воде, но гвоздь связан с цинком, 5 - в воде, но гвоздь связан с медью.

Вопросы: 1) что произошло с гвоздем в каждом стакане?

2) по каким причинам это произошло?

В 1 стакане процесс коррозии прошел сильно, так как вода является агрессивной средой; 2 ст. – коррозия прошла еще сильнее (чем в 1 стакане) по причине наличия более агрессивных хлорид-ионов; 3 ст. – процесс не заметен, так как гидроксид-ионы замедляют коррозию; 4 ст. – наблюдаем разрушение цинка металла, а сам гвоздь при этом не прокорродировал; 5 ст. – медь не изменилась, а гвоздь подвергся процессу коррозии.

Вопросы: 1) что произошло? 2) почему в стаканах различные продукты? 3) какую роль играет цинк? 4) почему произошло разрушение меди? 5) влияет ли среда на процесс коррозии?

Дать ответы на все эти вопросы вы сможете, познакомившись с текстом учебник на стр.229 (§37). Работаем по плану: определение, виды, сущность каждого вида коррозии (механизм); группы способов защиты в виде таблицы:

Выводы: 1) наблюдали коррозию металла по электрохимическому механизму; 2) скорость процесса коррозии зависит от среды; 3) в качестве защиты можно использовать металлические покрытия из более активного металла. Механизм электрохимической коррозии:

К (+): 2H2O+O2+4ê→4OH - , 2H++2ê→H2, 4H++ O2+4ê→2H2O.

А (-): Men+ + nê→Me0 окисление IV. Самостоятельная работа по теме "Окислительно-восстановительные реакции" (12 мин).

I вариант 1. Допишите уравнение реакции, расставьте коэффициенты методом электронного баланса и определите тип ОВР: а) Co+ HNO3(конц) →...

2. На рисунке изображен разрез хромированного железного листа. Определите, что такое 1 и 2, напишите схемы катодного и анодного процессов.

3. Разделите вещества HNO3, KClO4, H2O2, Mg, NH3 на три группы:

1 - проявляющие только окислительные свойства;

2 - проявляющие только восстановительные свойства;

3 - проявляющие как окислительные, так и восстановительные свойства.

4. При электролизе раствора КОН на катоде выделится:

а) водород;  б) кислород;  в) калий?

5. При электролизе раствора хлорида бария на аноде выделяется:

а) водород;  б) хлор;  в) кислород?

Остальные варианты – приложение 2.

V. Домашнее задание: закончить конспект по теме.

В данной главе подробно рассмотрены этапы формирования умений пользоваться химическим языком на теоретическом уровне. С целью осуществления методики на практике разработаны уроки, дающие возможность устранить формализм в знаниях учащихся.

Глава 3. Эксперимент по проверке эффективности предложенной методики на развитие личности учащихся

3.1. Организация, логика, этапы педагогического эксперимента

Основания задача эксперимента состояла в том, чтобы исследовать целесообразность и эффективность методики формирования умений пользоваться химическим языком в курсе общей химии. Данная задача направлена на развитие мышления и творчества учащихся, самостоятельной деятельности, является средством рационализации учебно-познавательного процесса.

В период 29 января-17 февраля 2007г. в средней школе № 8 г. Калуги под руководством учителя Григорьевой Л.Л. была применена разработанная нами методика на уроках химии в 11 "А" классе. За это время представилась возможность осуществить педагогический эксперимент, но проводить сравнение с другим 11 классом не было возможным, т. к. в школе всего один 11 класс. Изучение химии идет по программе Габриеляна О.С. и как таковую тему "ОВР" в учебнике 11 класса не предусмотрено, она разбита на отдельные уроки в темах: 1 – Классификация химических реакций; 2 – Металлы: а) Коррозия металлов; б) Способы получения металлов. Применение нашей методики не нарушило целостность образовательного процесса, так как учителя в праве менять до 20% учебного материала.

После изучения темы с учащимися мы провели анкетирование (приложение 3) с целью проверки результатов эффективности разработанной нами методики.

Педагогический эксперимент проводился в школе № 23 г. Калуги под руководством учителя В.Г. Бархударян. Подготовка к проведению эксперимента проводилась в два этапа.

На первом этапе были разработаны теоретические основы формирования умений, определена тема, при изучении которой будет проходить реализации методики. Было решено сделать 11 "Б" экспериментальным классом. Для проведения сравнительного эксперимента необходимо было выбрать контрольный класс, им стал 11 "А" класс, так как по составу учащихся он был близок к экспериментальному.

На втором этапе подготовки к проведению эксперимента тщательно изучена тема "Окислительно-восстановительные реакции", были составлены планы уроков для экспериментального класса (приведены в главе 2 выпускной работы), планы уроков для контрольного класса (представлены в приложении 4), а также составлен вариант самостоятельной работы для экспериментального и контрольного классов с целью проверки эффективности методики.

Эксперимент проводился с 13 ноября по 23 декабря 2006 г. в школе № 23 г. Калуги под наблюдением В.Г. Бархударян. Занятия проводились: в 11 "А" классе (контрольный) – по программе Габриеляна О.С., в 11 "Б" классе – с применением методики формирования умений. Сравнивались два варианта преподавания:

·     первый вариант: контрольный, без использования специальной методики;

·     второй вариант: экспериментальный, с применением методики формирования умений пользоваться химическим языком.

На заключительном уроке в обоих классах была проведена самостоятельная работа, выполнение которой показывает на успешное формирование знаний и умений пользоваться химическим языком. Работа проводилась в течение 15 минут и состояла из 4 вариантов, по 5 заданий в каждом варианте (рассмотрен в главе 2). Условия проведения были одинаковыми для всех классов. Оценивалась вся работа в целом, а также засекалось время, за которое учащиеся справлялись с заданием.

3.2. Интерпретация результатов педагогического эксперимента

С учащимися 11 класса школы № 8 мы провели анкетирование (приложение 3) с целью проверки результатов эффективности разработанной нами методики. Результаты:

1 вопрос:

2 вопрос:

3 вопрос:

4 вопрос:

Проанализировав самостоятельные работы учащихся 11 классов школы № 23 по содержанию, стало видно, что у учащихся экспериментального 11 "Б" класса записи были четкими, лаконичны, последовательны, ответы давались грамотным химическим языком, с использованием правил составления и преобразования, операций с химическими знаками. Можно сделать вывод формирование всей группы понятий в теме "ОВР", а также можно наблюдать прогнозирование на основе символики. Учащиеся контрольного 11 "А" класса успешно справились с заданием, но не прослеживалось особой четкости в записях, "ломанный" химический язык наблюдался практически во всех работах, большинство придерживалось образцов, рассмотренных на уроках, не проявляя своей инициативы.

Результаты проверки решения самостоятельной работы приведены в таблице (таблица 4) и изображены в виде гистограммы (рис 1. – приложение 5).

Таблица 4.

Анкетирование с учащимися 11 класса 23 школы представлены 9.

На основании проведенного эксперимента в школах № 8 и № 23 можно сделать следующие выводы:

Степень сформированности групп умений пользоваться химическим языком в экспериментальном классе выше, чем в контрольном: об этом свидетельствует количество отличных оценок (приложение 6), а также само оформление работы.

У учащихся экспериментального класса знания систематизированные, четкие, построенные грамотным химическим языком. Отмечается моделирование вариантов записей, прогнозирование на основе химической символики. У учащихся контрольного класса такие показатели наблюдалось лишь у некоторых человек, остальным не удалось выполнить задания в полной мере, используя язык химической науки.

Сформированные умения пользоваться химическим языком позволяют рационализировать учебно-познавательный процесс, активизирует мышление учащихся, стимулируют развитие самостоятельной деятельности.

В соответствии с поставленной целью выпускной работы формирование умений пользоваться химическим языком – было сделано следующее:

Проанализировано состояние проблемы методики формирования умений пользоваться химическим языком в средней школе в трудах различных авторов и в практике школьного преподавания.

Выявлено, что умения пользоваться химическим языком являются рациональным компонентом учебно-познавательного процесса, стимулируя развитие мышления, творчества и самостоятельной деятельности учащихся.

Разработана конкретная методика формирования умений пользоваться химическим языком в 11 классе при изучении темы: "Окислительно-восстановительные реакции".

С целью оценки эффективности применения методики формирования у школьников умений в средней школе № 23 г. Калуги проведен сравнительный педагогический эксперимент, в школе № 8 применение методики.

Проанализированы результаты эксперимента: по времени выполнения заданий.

Решение этих задач, итоги эксперимента, беседа с учащимися и результаты выполнения ими работ – все это позволяет сделать общий вывод, что методика формирования умений повышает качество знаний учащихся, совершенствует их навыки в выполнении основных заданий по химии, способствует развитию творчества, самостоятельности, активной мыслительной деятельности, повышает интерес к предмету. Этот вывод подтверждает выдвинутую в начале работы гипотезу.

1.   Александрова М.А. Урок "Электролиз растворов и расплавов солей" // Химия в школе. - 2005. - № 3 - с.61-66.

2.   Алексинский В.Н. занимательные опыты по химии: Книга для учителей. – 2-е изд., испр. – М.: Просвещение, 1995. – 96 с.: ил.

3.   Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия. Учеб. для вузов. – 4-е изд., испр. – М.: Высш. шк.; 2002. – 743 с.: ил.

4.   Ахлебинин А.К., Ахлебинина Т.В., Карпов В.А., Лазыкина Л.Г., Ларионова В.М., Лихачев В.Н., Майерли А.А., Нифантьев Э.Е., Чайков С.Г., "1С: Образовательная коллекция. Химия для всех – XXI: Химические опыты со взрывами и без". Мультимедийный компакт-диск с комплектом программ для поддержки школьного курса химии. "1С". 2002. – 283 МБ.

5.   Балаев И.И. Домашний эксперимент по химии. Пособие для учителя. Из опыта работы. – М.: Просвещение, 1977. – 126 с.

6.   Балуева Г.А., Осокина Д.Н. Все мы дома химики. – М.: Химия, 1979. – 128 с.: ил.

7.   Герасимова Н.Ф., Смирнова Т.В., Супоницкая И.И. Опорный конспект в обобщении знаний о коррозии и защите металлов // Химия в школе. – 1997. - № 7 с.40-42.

8.   Герус С.А. Теория и практика рационализации процесса обучения химии в средней школе: Монография. – СПб.: Изд-во РГПУ им.А.И. Герцена, 2003. – 160 с.

9.   Грибакина Л.В., Кузнецова Н.Е. О причинах формализма в знаниях учащихся // Химия в школе. - 1988. - № 6. – с.17-18.

10.    Единый государственный экзамен 2001: Тестовые задания: Химия / М.Г. Минин, Н.С. Михайлова, В.Ф. Гридаев и др.: М-во образования РФ. - М.: Просвещение, 2001. – 47с.: ил.

11.    Жуков С.Т. Аликберов Л.Ю. Окислительно-восстановительные реакции. Часть 5. Природа вещества и процессы окисления – восстановления // Химия в школе. 2005. - №1 с.36-42.

12.    Журин А.А. Окислительно-восстановительные реакции. – М.: Аквариум, 1998. 256 с.

13.    Кузнецова Л.М. Причины формализма в знаниях учащихся и пути его устранения // Химия в школе. – 1990. - № 3 – с.16-19.

14.    Кузнецова Н.Е. Формирование систем понятий в обучении химии. – М.: Просвещение, 1989. – 144 с.: ил.

15.    Кузнецова Н.Е. Шорова Ж.И. Изучение химического языка на первых этапе обучения // Химия в школе. – 1981. - № 5 – с.41-44.

16.    Методика преподавания химии / Под ред. Н.Е. Кузнецовой. – М.: Просвещение, 1984. – 415 с.

17.    Новые образовательные стандарты по химии // Химия: Методика преподавания. – 2004. - № 7 – с.3-8.

18.    Ожегов С.И. Словарь русского языка: 70 000 слов/ Под ред.Н.Ю. Шведовой – 21-е изд., перераб. И доп. – М.: Рус. Яз., 1989. – 924 с.

19.    Программы по химии для 8-11 классов общеобразовательных учреждений / Под ред. Н.Е. Кузнецовой. – М.: Вентана-Граф, 2006. – 128 с.

20.    Программно-методические материалы. Химия: Средняя школа.8-11 кл. / Сост. С.В. Суматохин. - 4-е изд., перераб. И до. – М.: Дрофа, 2001. – 192 с.

21.    Радаева О.В. Роль научного языка на уроках химии // Химия: Методика преподавания. 2005. - №7 – с.27-29.

22.    Рогожин О.В. развитие интеллектуальных умений школьников // Химия: Методика преподавания. – 2004. - №5 – с.43-47.

23.    Степин Б.Д. Аликберова А.Ю. Занимательные задания и эффективные опыты по химии. – М.: Дрофа, 2002. – 432 с.: ил.

24.    Суматохин С.В. О приоритетных направлениях развития общего химического образования и использование учебных заданий по химии в 2005/06 уч. году // Химия: Методика преподавания. – 2005. - №5 – с. 20-27.

25.    Теория и практика интегративно-модульного обучения общей химии студентов медицинского вуза. / Т.Н. Литвинова. Краснодар: Издательство Кубанской государственной медицинской академии, 2001. – 265 с.

26.    Химии: 11 класс: Учеб. Для общеобразовательных учреждений/ О.С. Габриелян Г.Г. Лысова. – 2-е изд., испр. – М.: Дрофа, 2002. – 368 с.: ил.

27.    Химия: Учебник для учащихся 8 класса общеобразовательных учреждений / Кузнецова Н.Е., Титова И.М. и др. – 2-е изд., перераб. – М.: Вентана-Граф, 2005. - 224 с.: ил.

28.    Химия: Учебник для учащихся 9 класса общеобразовательных учреждений / Кузнецова Н.Е., Титова И.М. и др. – М.: Вентана-Граф, 2005. - 234 с.: ил.

29.    Химия: Учебник для учащихся 11 класса общеобразовательных учреждений в 2 частях / Кузнецова Н.Е., Левкина И.М. и др. – 2-е изд., перераб. – М.: Вентана-Граф, 2006. - 424 с.: ил.

30.    Хомченко Г.П. Севастьянова К.И. Окислительно-восстановительные реакции: Книга для внеклассного чтения учащихся 8-10 кл. сред. Шк. – 3-е изд., перераб. М.: Просвещение, 1989. – 141 с.

31.    Шаповаленко С.Г. Методика обучения химии в восьмилетней и средней школе. М.: Учпедгиз, 1963. – 667.

32.    Фаязов Д.Ф. Формирование умений учащихся пользоваться химическим языком // Химия в школе. – 1983. - № 2 – с.33-34.

Приложение 1

Варианты самостоятельных работ к уроку №2. Тема: "Окислительно-восстановительные реакции".

II вариант 1. Дать определение понятию восстановитель, приведите примеры процесса.

2. Укажите коэффициент перед окислителем в реакции

Cu+ H2SO4(конц) →CuSO4+H2O+SO2:

а) 2;  б) 3; в) 4; г) 1.

3. Сера проявляет восстановительные свойства в реакции:

а) Br2 + H2S → S + HBr;  в) S+F2→SF6; б) SO2+Na2O→Na2SO3;  г) Mg+ H2SO4→MgSO4+ H2O.

4. Сумма коэффициентов в уравнении реакции N2+H2↔NH3 составляет:

а) 3;  б) 4; в) 6; г) 5.

5. Сильнее окислительные свойства будут выражены:

а) Cl1+;  б) Cl1-;  в) Cl3+;  г) Cl5+.

6. Недостающим продуктом реакции Mg+HNO3(конц) = Mg(NO3) 2+…. +H2O является: а) NH4NO3;  б) N2O;  в) NO;  г) NO2.

III вариант 1. Дать определение понятию "процесс окисления", приведите примеры.

2. Углерод НЕ проявляет восстановительные свойства в реакции:

а) C+H2 → CH4;  в) MgO+ CO2→Mg+CO;  б) FeO +CO→Fe+CO2;  г) Al+C→Al4C3.

3. Укажите коэффициент перед восстановителем в реакции C+ H2SO4(конц) →CO2+H2O+SO2

а) 1;  б) 2; в) 3; г) 4.

4. Сумма коэффициентов в уравнении реакции SO2+O2↔SO3 составляет:

а) 3;  б) 4; в) 5; г) 6.

5. Сильнее окислительные свойства будут выражены:

а) S2 - ;  б) S0;  в) S2+;  г) S4+.

6. Недостающим продуктом реакции S+ HNO3(конц) → SO2+ H2O+…является а) NO2;  б) NO;  в) N2;  г) NH4NO3.

IV вариант 1. Дать определение понятию "восстановление", приведите примеры процесса.

2. Сера проявляет окислительные свойства в реакции:

а) О2 + H2S → SO2+ H2O;  в) Mg + H2SO4→Mg SO4+ H2;  б) S + H2→ H2S;  г) Br2 + H2S → S + HBr.

3. Укажите коэффициент перед окислителем в реакции C+ HNO3(разб) → СO2+ H2O+ NO

а) 3;  б) 4; в) 5; г) 6.

4. Сумма коэффициентов в уравнении реакции H2O→H2+O2 составляет:

а) 5;  б) 4; в) 3; г) 2.

5. Сильнее восстановительные свойства будут выражены

а) Mn7+;  б) Mn0; в) Mn2+; г) Mn4+.

6. Недостающим продуктом реакции Р+ HNO3(конц) → Р2O5+ H2O+…является а) NO2;  б) NO;  в) N2;  г) NH4NO3.

ОТВЕТЫ

Приложение 2

Варианты самостоятельных работ к уроку №3. Тема: "Коррозия металлов".

II вариант 1. Допишите уравнение реакции, расставьте коэффициенты методом электронного баланса и определите тип ОВР: а) Р + H2SO4(конц) →…

2. На рисунке изображен разрез никелированного железного листа. Определите, что такое 1 и 2, напишите схемы катодного и анодного процессов.

H2O (O2)

3. Разделите вещества K2SO4, N2O, HCl, Zn, HBrO на три группы:

1 - проявляющие только окислительные свойства;

2 - проявляющие только восстановительные свойства;

3 - проявляющие как окислительные, так и восстановительные свойства.

4. При электролизе раствора NaОН на аноде выделяется:

а) натрий;  б) кислород;  в) водород?

5. При электролизе расплава хлорида ртути на катоде выделяется:

а) ртуть;  б) хлор;  в) кислород?

III вариант 1. Допишите уравнение реакции, расставьте коэффициенты методом электронного баланса и определите тип ОВР: а) Fe + HNO3(конц) → …

2. На рисунке изображен разрез луженого железного листа. Определите, что такое 1 и 2, напишите схемы катодного и анодного процессов.

H2O (O2)

3. Разделите вещества K2SO3, Li, HClO4, HNO2, K2Cr2O7 на три группы:

1 - проявляющие только окислительные свойства;

2 - проявляющие только восстановительные свойства;

3 - проявляющие как окислительные, так и восстановительные свойства.

4. При электролизе раствора Ba(ОН) 2 на аноде выделяется:

а) водород;  б) кислород;  в) барий?

5. При электролизе расплава хлорида свинца (II) на катоде выделяется:

а) свинец;  б) хлор;  в) процесс не возможен?

IV вариант 1. Допишите уравнение реакции, расставьте коэффициенты методом электронного баланса и определите тип ОВР: а) Hg + H2SO4(конц) →…

H2O (O2)

3. Разделите вещества SO2, Fe, KMnO4, N2O3, CrO3 на три группы:

1 - проявляющие только окислительные свойства;

2 - проявляющие только восстановительные свойства;

3 - проявляющие как окислительные, так и восстановительные свойства.

4. При электролизе раствора Cu(NO3) 2 на катоде выделяется:

а) медь;  б) кислород;  в) водород?

5. При электролизе раствора хлорида алюминия алюминий выделяется:

а) на катоде;  б) на аноде;  в) остается в растворе?

ОТВЕТЫ

Приложение 3

Вопросы анкеты для учащихся:

1. На сколько сложной для изучения вам показалась данная тема?

2. Быстро ли проходили уроки?

3. Как вы считаете, полученные вами знания помогут вам в дальнейшем при изучении предмета?

4. Появилось ли у вас желание самостоятельно составлять уравнения ОВР?

Приложение 4

Разработка планов уроков для контрольного класса (по учебнику О.С. Габриеляна).

Урок № 1.

Тема: "Классификация химических реакций"

Цель: обобщить и расширить представление учащихся о классификации химических реакций.

Оборудование: сера, спиртовка, зажим, кристаллизатор с водой, магний, щипцы,, H2SO4, BaCl2, H2O2, MnO2, мультимедийные проектор, диск, компьютер.

Тип урока: обобщение и систематизация знаний.

Ход урока:

Организация класса.

Изучение нового материала.

Учащиеся самостоятельно по учебнику (§ 11, стр.100-111) заполняют таблицу (25 мин)"Классификация химических реакций".

В конце урока учитель демонстрирует опыты, учащиеся классифицируют реакции по шести признакам, записанным в таблице:

1. переход кристаллической серы в пластическую;

2. горение магния;

3. разложение малахита;

4. взаимодействие раствора иодида калия с хлорной водой;

5. взаимодействие раствора серной кислоты с хлоридом бария;

6. разложение пероксида водорода под действием оксида марганца (IV).

7. взаимодействие меди с концентрированным раствором азотной кислоты.

Рассмотрение метода электронного баланса (на примере последней реакции):

Cu + HNO3(конц) = Cu(NO3) 2+ NO2 +H2O

1 2 Cu0 - 2ê → Cu2+процесс окисления, медь – восстановитель 2 N5+ + ê → N4+процесс восстановления, кислота – окислитель Cu + 4HNO3(конц) = Cu(NO3) 2+ 2NO2 +2H2O.

Итоги урока.

Домашнее задание: § 11, упр.1,6.

Урок № 2.

Тема: "Коррозия металлов".

Цель: актуализировать, расширить и углубить знания учащихся о коррозии металлов.

Оборудование: образцы "чистого" и ржавого железа, металлических изделий, защищенных от коррозии покрытиями.

Тип урока: комбинированный.

Ход урока:

Организация класса.

Проверка домашнего задания (5-7 мин).

Самостоятельная работа: составить 5 уравнений реакций металла с разными классами веществ. Работа выполняется по вариантам: I натрий, II – цинк, III – алюминий, IV – железо.

Изучение нового материала.

Прочитайте о коррозии в учебнике на стр. 208-210. Выпишите определение коррозии.

Запишите классификацию видов коррозии по характеру воздействия на металлическую поверхность и по химизму.

Запишите примеры химической коррозии. в какой среде она происходит?

Запишите, в какой среде происходит электрохимическая коррозия.

Далее учитель объясняет, что электрохимическая коррозия при контакте двух металлов, это приводит к образованию гальванической пары, в которой более активный металл отдает свой электроны менее активному и разрушается: Fe0 - 2ê → Fe2+, а на поверхности менее активного металла идет восстановление в кислой среде: 2H+ +2ê → H2 ↑;

в нейтральной среде или щелочной: 2H2O + 2ê→ 2OH - + H2 ↑.

Поэтому в нейтральной и щелочной среде образуется гидроксиды железа Fe2+ + 2OH - → Fe(OH) 2; 4 Fe(OH) 2 + 2H2O + O2 → 4Fe(OH) 3;

Fe(OH) 3 → FeO(OH) + H2O.

В кислой среде ржавчина не образуется, ионы металла переходят в раствор: Fe0 + 2H+ → Fe2+ + H2 ↑.

ИТОГИ УРОКА

IV. Домашнее задание: § 18 стр. 208-214. Выписать в тетрадь способы защиты от коррозии, упр.16-20.

Урок № 3.

Тема: "Способы получения металлов".

Цель: актуализировать и обобщить знания учащихся о способах получения металлов.

Оборудование: коллекция "Руды металлов".

Тип урока: комбинированный.

Ход урока:

Организация класса.

Проверка домашнего задания (10-12 мин).

Ученик у доски заполняет таблицу о способах защиты металла. В это время проводится устный опрос класса по вопросам:

Что такое коррозия?

Какие виды коррозии вы знаете? Приведите примеры.

Какова сущность основных видов коррозии?

Изучение нового материала (20 мин).

Прочитайте учебник на стр.214-216 и сделайте записи по плану:

определение металлургии; 2) способы получения, сущность процессов, примеры.

Электролиз - окислительно-восстановительная реакция, протекающая под действием постоянного электрического тока на электродах, погруженных в раствор или расплав электролита.

Что такое электролиты? Почему электролиты являются участниками электролиза?

электролиз расплавоврастворов Правила определения продуктов электролиза расплавов и растворов электролитов (схемы представлены на каждого ученика).

I. Катодные процессы

электрохимический ряд напряжений металлов Li Rb K Ba Ca Na Mg Mn Zn Cr Fe Pb Cu Hg Ag Pt Au

восстановление H2Oвосстановление H2O и восстановление H2O + 2ê →H2 +2OH - металла Men+ + nê→Me0 металла усиление окислительных свойств катионов II. Анодные процессы

анионы

бескислородсодержащиекислородсодержащие галогенид-ионы OH - , NO3-, SO42-

2 Cl - - 2ê → Cl2↑ 2H2O - 4ê→O2+4H+; 4OH - - 4ê→O2+2H2O.

I - Br S2 - Cl - OH - SO42 - NO3 - F -

ослабление восстановительной способности анионов Применение электролиза: покрытие металлов; защита от коррозии; получение металлов и других соединений; очистка веществ от примесей.

Опираясь на правила, составим уравнение электролиза раствора иодида калия и расплава хлорида меди (II).

а) KI + H2O →

К (-): К+; H2O H2O + 2ê →H2 +2OH - восстановление А (+): I-; H2O2 I - - 2ê → I2  окисление 2KI + H2O → 2KOH + I2 + H2 ↑.

б) CuCl2 расплав→

К (-): Cu2+ Cu2+ + 2ê → Cu0 восстановление А (+): Cl- 2 Cl - - 2ê → Cl2↑ окисление CuCl2 расплав→ Cu0 + Cl2↑.

Вода не является участником процесса расплава веществ.

Итоги урока.

Домашнее задание: § 18, оформить записи, выполнить задание:

Составьте уравнение электролиза: а) раствора бромида железа (II); б) расплава оксида алюминия; в) раствора нитрата ртути; г) раствора иодида никеля (II); д) раствора серной кислоты. Подготовка к контрольной работе.

Фрагмент урока № 4

Тема: " Решение задач и упражнений по теме "Металлы".

Цель: Закрепит знания по теме, отработать умение составления уравнений реакций с участием металлов.

Ход урока:

Организация класса.

Проверка домашнего задания (12-15 мин).

Выполнение самостоятельной работы.

I вариант 1. Допишите уравнение реакции, расставьте коэффициенты методом электронного баланса и определите тип ОВР: а) Co+ HNO3(конц) →...

2. На рисунке изображен разрез хромированного железного листа. Определите, что такое 1 и 2, напишите схемы катодного и анодного процессов.

3. Разделите вещества HNO3, KClO4, H2O2, Mg, NH3 на три группы:

1 - проявляющие только окислительные свойства;

2 - проявляющие только восстановительные свойства;

3 - проявляющие как окислительные, так и восстановительные свойства.

4. При электролизе раствора КОН на катоде выделится:

а) водород;  б) кислород;  в) калий?

5. При электролизе раствора хлорида бария на аноде выделяется:

а) водород;  б) хлор;  в) кислород?

Остальные варианты – приложение 2.

 Приложение

Занимательные задания (оформление стендов в кабинете)

1. Поджигает … вода!

Если смешать порошок металла (цинка или алюминия) с измельченными кристаллами некоторого неметалла, а потом добавить каплю воды, начинается бурная окислительно-восстановительная реакция с выделением теплоты, света и фиолетовых паров. Что это за реакция?

2. Первые спички Немецкий химик Ян Каммерер работал учителем химии. В 1820 г. он

показал своим ученикам рискованный опыт. Смешав под водой воскообразное белое вещество с бесцветным кристаллами соли, полученной французским химиком Бертолле и названной его именем, он добавил клей, а потом погрузил в образовавшееся "тесто" пучок осиновых палочек. Затем палочки были извлечены из смеси и осторожно высушены. Каммерер раздал палочки своим подопечным и попросил провести ими по поверхности стола. Все палочки воспламенились, ученики были в восторге: ведь они держали в руках первые спички. Какие вещества использовал Каммерер?

3. Химический хамелеон

В ХIХ в. для химического анализа различных веществ применялся раствор "хамелеона". В исходном состоянии он был фиолетовым, а при реакциях с восстановителями в кислотной среде обесцвечивался. Если реакции протекали при большом избытке щелочи, раствор становился зеленым. А в нейтральной среде восстановители делали "хамелеона" буро-коричневым. О каком веществе идет речь?

4. Медные фокусы

В 1928 г. чешский химик И. Друце обнаружил, что, если медные стружки залить концентрированной серной кислотой и нагреть до 2000C, получается раствор зеленого цвета. При смешивании этого раствора с безводным метанолом (метиловым спиртом) выпадает белый осадок. Друце попытался растворить этот осадок в воде и получил раствор голубого цвета, а на дне сосуда оказались крупинки металлической меди. Какое вещество получил Друце?

5. Алюминий подвел!

Железную водосточную трубу закрепили на стене дома хомутами из алюминиевого сплава. Через несколько лет во время сильного дождя труба рухнула на тротуар. Оказалось, что крепежные детали из алюминиевого сплава подверглись сильной коррозии, хотя кровля дома, сделанная из того же сплава, безупречно служила уже полтора десятка лет, Почему так сильно отличалось поведение алюминиевых изделий?

6. Обновили!...

Серебряные столовые приборы часто украшают "черненым" рисунком. Подобные узоры можно встретить и на мельхиоровых ложках, вилках и ножах. Однажды после званого ужина все ложки, вилки и ножи, залив мыльной водой, оставили в тазике из оцинкованного железа. Наутро оказалось, что все приборы из серебра и мельхиора стали белыми как снег, а столь ценный "черненый" рисунок пропал. Что же произошло?

7. Химическая "угадай-ка"

В руки учеников попали обрывки бумаги - черновики учителя, готовившего задания для контрольной работы. Все коэффициенты в уравнениях реакций были поставлены правильно. какие же вещества вступили в реакции, если получились следующие продуты:

8. Ошибка лаборанта Для получения сероводорода на лекциях использовали аппарат Киппа с кусочками сульфида железа и разбавленной соляной кислотой. Но вот на очередную лекцию лаборант вынес аппарат, все внутренние стенки которого были покрыты беловато-желтым налетом, а вместо прозрачного раствора кислоты пузырилась мутная, слегка желтоватая жидкость. Профессор потребовал немедленно унести аппарат и перезарядить его, так как вместо разбавленной соляной в нем оказалась серная кислота, к тому же концентрированная. Что произошло в аппарате Киппа?

9. Цепочка серебряных превращений  Химик исследовал поведение иода и серебра в растворах разного с става. Сначала он высыпал порошок иода в нагретый водный раствор гидроксида калия и получил прозрачный бесцветный раствор. После охлаждения он добавил к этому раствору избыток нитрата серебра и получил осадок светло-желтого цвета. Химик фильтрованием отделил раствора осадок, промыл его водой и обработал избытком раствора аммиака. Он заметил, что только часть осадка перешла в раствор, а оставшаяся часть стала более желтой; этот остаток был перенесен в водный раствор сульфида натрия. Выпал черный осадок, который под действием азотной кислоты пожелтел, и при этом выделился бесцветный газ, буреющий на воздухе.

Каков состав получаемых при этих превращениях веществ и как  реакции здесь протекают?  10. Простой вопрос  Смесь цинка и сульфида цинка обработали концентрированной азотной кислотой и увидели выделение красно-бурого газа. К полученному бесцветному раствору добавили хлорид бария, и выпал белый осадок, нерастворимый в азотной кислоте. Какие вещества содержались в растворе над осадком?

11. Отважный реагент   Студент неосмотрительно оставил на столе в фарфоровой чашке кусочек белого фосфора. Фосфор в скором времени вспыхнул, выделяя густые клубы дыма. Недолго думая, студент схватил первую попавшуюся колбу с голубым раствором и надписью "Отходы" и вылил ее содержимое на горящий фосфор. Пламя исчезло. Что это были за отходы, ни кто не знал. Однако студент отметил, что на кусочках фосфора, залитого "отходами", появился красно-коричневый налет. А добавление к остатку "отходов" сульфида натрия вызвало появление черного осадка. Помогите установить состав голубого раствора.

12. Подсказывает ряд напряжений   Во время очередного занятия преподаватель обратил внимание учащихся на плакат "Электрохимический ряд напряжений" и подчеркнул два металла - кадмий (левее водорода) и ртуть (правее водорода). Он предложил провести опыты с этими металлами: сначала подействовать на них разбавленной серной кислотой, потом в раствор сульфата кадмия внести капельку ртути, а в раствор сульфата ртути - гранулу кадмия. Предскажите результаты этих опытов.

13. Насмешил!  Студент-первокурсник не утруждал себя подготовкой к занятиям и насмешил всех, когда сделал в трех уравнениях реакций десять ошибок:

NaCl + H2SO4(разб) = Cl2↑ + NaHSO4

NaBr + H2SO4(разб) = Br2↑ + NaHSO4

KJ + H2SO4(разб) = I2↑ + KHSO4

Найдите и исправьте ошибки.

Ответы.

При смешивании порошкообразного алюминия и тонко измельченных кристаллов иода и внесении в смесь капли воды начинается реакция 2Al + 3I2 = 2AlI3, которая сопровождается выделением теплоты и частичной возгонкой иода (фиолетовые пары). Вода в этой реакции выполняет роль катализатора.

Каммерер использовал белый фосфор – P4 и бертолетову соль хлорат калия KClO3. Гуммиарабик – природный клей. Воспламенение состава вызвано легкостью возгорания белого фосфора от трения. "Поставщиком" кислорода служит хлорат калия. Уравнения реакции таковы: P4 + 5O2 = P4O10, 2 KClO3 = 2 KCl + 3O2↑.

Реакция перманганата калия ("хамелеона") со щавелевой кислотой H2C2O4, сульфитом натрия Na2SO3 и пероксидом водорода H2O2 протекают следующим образом:

5 H2C2O4 + 2 KMnO4 + 3 H2SO4 = 2 MnSO4 + 10 CO2 + K2SO4 + 8 H2O

бесцветный Na2SO3 + 2 KMnO4 + 2 КОН = 2 K2MnO4 + Na2SO4 + H2O

зеленый 3 H2O2 + 2 KMnO4 = 2 MnO2 ↓ + 3 O2 ↑ + 2 КОН + 2 H2O

бурый осадок 4. Друце получил сульфат меди (I) Cu2SO4:

2 Cu + 2 H2SO4 = Cu2SO4 + SO2 ↑+ 2 H2O, который в водной среде подвергается дисмутации: Cu2SO4 = CuSO4 + Cu↓.

5. В местах соприкосновения железа и алюминия образуются "гальванические пары". Алюминий как более активный в химическом отношении металл играет роль анода – поставщика электронов, а железо – роль катода, принимающего электроны. Поэтому алюминиевые детали при контакте с железом очень быстро разрушаются, вместе с тем защищая от коррозии железные изделия.

6. Серебряную "чернь" наносят специально, это сульфидная "патина". В тазике серебро и цинк образовали гальваническую пару, где мыльная вода послужила электролитом, цинковая поверхность – катодом, а серебро – анодом. На аноде шло выделение водорода и из воды, а на аноде – кислорода. В результате сульфид серебра окислился и сульфидная патина обесцвечивалась: Ag2S + O2 = 2 Ag + SO2↑

7. Вот уравнения этих реакций:

S + 6 HNO3(конц) = H2SO4 + 6 NO2 + 2 H2O

P + 5 HNO3(конц) = H3PO4 + 5 NO2 + H2O

PH3 + 8 HNO3(конц) = H3PO4 + 8 NO2 + 4 H2O

Cu + 2 H2SO4(конц) = CuSO4 + SO2 + 2 H2O

CuS + 8 HNO3(конц) = CuSO4 + 8 NO2 + 4 H2O

Sn + 4 HNO3(конц) = SnO2 + 4 NO2 + 2 H2O

B + 3 HNO3(конц) = B(OH) 3 + 3 NO2.

8. В аппарате Киппа произошла реакция конмутации с выделением серы: 3 FeS + 4 H2SO4(конц) = 3 FeSO4 + 4 S↓ + 4 H2O.

9. В "цепочке" превращений протекали следующие реакции:

6 КОН + 3 I2 = 5 KI + KIO3 + 3 H2O, KI + AgNO3 = AgI↓ + KNO3,

KIO3 + AgNO3 = AgIO3 ↓+ KNO3, AgIO3 + 2 NH3 = [Ag(NH3) 2] IO3,

2AgI+ Na2S =Ag2S+2NaI, 3Ag2S + 8HNO3(разб) = 6AgNO3 + 2NO+ 3S+ 4H2O.

При обработке смеси азотной кислотой протекали реакции:

Zn + 4 HNO3(конц) = Zn(NO3) 2 + 2 NO2 + 2 H2O,

ZnS + 10 HNO3(конц) = Zn(NO3) 2 + 8 NO2 + H2SO4 + 4 H2O.

При добавлении хлорида бария выпадает осадок сульфата бария, нерастворимого в кислотах: H2SO4 + BaCl2 = BaSO4 + 2 HCl. В растворе над осадком остается нитрат цинка Zn(NO3) 2 и соляная кислота HCl.

В колбе находился водный раствор сульфата меди (II), который обезвреживает белый фосфор. При этом идет реакция:

P4 + 10 CuSO4 + 16 H2O = 10 Cu + 4 H3PO4 +10 H2SO4. Добавление сульфида натрия к раствору CuSO4 ведет к выпадению черного осадка CuS:

CuSO4 + Na2S = CuS + Na2SO4.

Ртуть с разбавленной серной кислотой не взаимодействует, а кадмий участвует в реакции: Cd + H2SO4 = CdSO4 + H2. В водном растворе CdSO4 ртуть остается без изменений. В растворе HgSO4 кадмий покрывается мельчайшими капельками ртути, образуя амальгаму (сплав ртути и кадмия): HgSO4 + Cd = CdSO4 + Hg.

Правильно будет так: NaCl + H2SO4(конц) = HCl↑ + NaHSO4 (обменная реакция без нагревания)

2 NaBr + 2 H2SO4(конц) = Br2 + SO2 + Na2SO4 + 2 H2O

8 KI + 5 H2SO4(конц) = 4 I2 + H2S + 4 K2SO4 + 4 H2O.

Приложение 7

Домашний эксперимент на тему "Окислительно-восстановительные реакции".

Цель работы: предварительная подготовка к изучению коррозии, закрепление материала.

Опыт 1. Действие некоторых веществ на скорость коррозии металлов.

Три гвоздика положите в три маленькие пробирочки. Пробирки вверх дном опустите во флаконы, в которые налейте по 2 мл воды, раствора хлорида натрия и добавьте каплю йодной настойки. Через двое суток отметьте, какие произошли изменения с гвоздями. Которые из них наиболее сильно разрушились? Одинаков ли внешний вид продуктов коррозии? Какие еще произошли изменения в пробирках? Напишите уравнение реакции.

Вопросы учащимся:

Почему нельзя хранить в химическом кабинете в одном и том же шкафу металлическое оборудование вместе с йодом, растворами кислот и солей?

Почему сельскохозяйственную технику (тракторы, комбайны) не рекомендуется хранить под открытым небом?

Цель работы: закрепление, совершенствование и углубление знаний и умений учащихся по электролизу.

Опыт 2. Электролиз раствора хлорида натрия.

Соедините провода с полюсами батарейки от карманного фонаря. Провод-анод вставьте в свежий срез клубня картофеля (среда, в которой распределяется раствор соли). Провод-катод с укрепленными на нем гвоздиком также вставьте в срез картофеля на расстоянии 1,5-2 см от первого электрода. На срез картофеля нанесите3-4 капли раствора хлорида натрия. У гвоздика поместите маленький кусочек фенолфталеиновой бумажки (рис.3). В таком положении оставьте установку на 15-20 минут. Какие происходят изменения на срезе картофеля? Чем объяснить эти изменения? Напишите уравнение реакции.

Рис.3. Электролиз раствора хлорида натрия: 1 – раствор хлорида натрия; 2 – фенолфталеиновая бумажка.

Опыт 3. Электролиз раствора хлорида натрия с применением бумажной диафрагмы.

Рис.4. Электролиз раствора хлорида натрия с применением бумажной диафрагмы: 1 – стержни от карандаша; 2 – бумажная перегородка; 3 – раствор хлорида натрия; 4 – раствор фенолфталеина.

Опыт 4. Электролиз раствора хлорида натрия с применением пористой перегородки.

В стакане приготовьте 70-80 ìë раствора хлорида натрия. Тщательно вымойте яичную скорлупу, заполните ее на 3/4 раствором и опустите осторожно в стакан. В стакан и скорлупу на поверхности растворов опустите по кусочку фенолфталеиновой бумажки. Соедините графитовые стержни с проводами. Один стержень опустите в яйцо, второй - в стакан. Электроды (стержни с проводами) соедините с батарейкой (рис.5). Оставьте в таком положении установку на 35-40 мин. Раствор какого вещества образуется внутри скорлупы? Что образуется в анодном пространстве? Напишите уравнение реакции.

Рис.5. Электролиз раствора хлорида натрия с применением пористой перегородки: 1 – графитовые стержни; 2 – раствор хлорида натрия; 3 раствор фенолфталеина. Напишите уравнение реакции.

Опыт 5. Электролиз раствора хлорида натрия в соленом огурце.

В срез соленого огурца вставьте кусочек медной проволоки и железный гвоздь. Медную проволочку соедините со знаком "+" батарейки, гвоздик - со знаком "-". У гвоздика на срез поместите кусочек фенолфталеиновой бумажки (Рис.6). Через 10-15 минут проследите за происходящими изменениями на срезе огурца.

Рис.6. Электролиз раствора хлорида натрия в соленом огурце: 1 – медный электрод; 2 – железный электрод; 3 – фенолфталеиновая бумажка.

Цель работы: закрепление знаний и умений учащихся по окислительно-восстановительным реакциям.

Опыт 6. Горение сахара.

Измельченным чаем, который содержит растворимые соли лития (катализатор), посыпьте один из уголков кусочка сахара. Если чай плохо пристает к поверхности сахара, смочите его немного водой. Спичкой подожгите эту часть кусочка сахара. Каким пламенем он горит? Напишите уравнение реакции.

Опыт 7.

Во флаконе раздавите 3-4 ягоды смородины, налейте 1-2 мл воды, прилейте 1 мл раствора пероксида водорода и все это перемешайте. Какие происходят изменения в сосуде? Напишите уравнения реакции.

Приложение 8

Практическая работа: "Окислительно-восстановительные реакции".

Цель: развивать умения работы с веществами и оборудованием, умение применять теоретические знания для объяснения наблюдаемых явлений.

Оборудование: на столах учащихся пробирки, растворы K2SO3, KMnO4, KOH, HCl, CuSO4, KI, Н2SO4, гранулы цинка, алюминия, медная проволока.

Опыт 1. В 3 пробирки налейте раствор KMnO4, в первую добавьте раствор Н2SO4, во вторую – KOH, во все пробирки прилейте раствор K2SO3 до появления изменений. Запишите уравнения реакций, расставьте коэффициенты методом электронного баланса.

Опыт 2. В раствор HCl и CuSO4 положите гранулы алюминия. Запишите свои наблюдения, составьте уравнения реакций. Укажите причину протекания этих реакций.

Опыт 3. В две пробирки поместите гранулы цинка, прилейте соляную кислоту, к одной из гранул прикоснитесь медной проволокой, что наблюдаете? Объясните эти явления. Запишите процессы, происходящие при контакте меди с цинком.

Опыт 4. К раствору CuSO4 прилейте раствор KI. Что наблюдаете? Составьте уравнение реакции, если один из продуктов йодид меди (I).

Сделайте вывод по работе.

Приложение 9

Результаты анкетирования экспериментального класса:

1 вопрос:

2 вопрос:

3 вопрос:

4 вопрос: