Технология РКМЧП на уроках химии

Первая стадия технологии “Критическое мышление” - стадия вызова. Присутствие этой стадии в уроке обязательно с точки зрения данной технологии и позволяет:

• актуализировать и обобщить имеющиеся знания по данной теме;
• пробудить интерес к изучаемой теме, мотивировать ученика к учебной деятельности;
• пробудить ученика к активной деятельности на уроке.

На стадии Осмысления задача другая – получение новой информации, ее осмысление и соотнесение с собственными знаниями.

Заключительная стадия – стадия размышления (рефлексии).

Основные задачи деятельности на этой стадии:

• целостное осмысление, присвоение и обобщение полученной информации;
• выработка собственного отношения к изучаемому материалу, выявление еще непознанного – тем и проблем для дальнейшей работы (“новый вызов”);
• анализ всего процесса изучения материала.

Что дает эта технология ученику?

• повышение ответственности за собственное образование;
• развитие навыков работы с текстами любого типа и с большими объемами информации;
• развитие творческих и аналитических способностей;
• умение эффективно работать совместно с другими.

Технология РКМЧП включает в себя несколько стратегий проведения уроков:

• составление кластеров, написание синквейнов;
• чтение текста с пометками;
• стратегия ЗХУ;
• стратегия “Продвинутая лекция”;
• стратегия “Параллельные тексты”;
• стратегии дискуссионных форм работы учащихся на уроке.

 Урок №1: “Алюминий и его соединения” (с использованием стратегии “Знаю – хочу узнать – узнал”)

Цель:

обобщить знания учащихся об алюминии и его соединениях;
опытным путем изучить свойства амфотерности оксида и гидроксида алюминия, показать большое практическое значение алюминия и его соединений и отрасли их применения человеком.

Ход урока:

Деятельность учителя		Деятельность учеников
Вызов	1. Целеполагание.	1. Совместно с учителем ставят цели урока.
	2. Организует заполнение таблицы ЗХУ учащимися.	2. Заполняют таблицу ЗХУ
	3. Заполняет таблицу на доске.	3. Фронтальная беседа.
Осмысление	4. Организует работу с текстом.	4. Чтение текста с пометками, ндивидуальное заполнение в таблице графы “узнал”. Обсуждение друг с другом в группах результатов заполнения таблицы.
	5. Заполняет со слов учащихся графу “узнал” на доске.	5. Фронтальная беседа.
Р е ф л е к с и я	6. Организует проведение лабораторных опытов.	6. Экспериментально доказывают свойства амфотерности гидроксида алюминия. Пишут уравнения в ионном виде на оценку.
	7. Задает вопросы по тексту: 1) Почему алюминий был дорог в XIX веке? 2) Как будет выглядеть полное ионное уравнение взаимодействия гидроксида алюминия со щелочью? 3) Как гидроксид алюминия с точки зрения химии понижает кислотность желудочного сока?	7. Фронтальное обсуждение с опорой на текст. Заполняют IV графу в таблице “что бы еще хотели узнать о соединениях алюминия”.
	8. Подводит итоги урока, возвращается к целям урока.	8. Составляют по группам кластер.

Текст для работы учащихся на уроке

“Люди гибнут за металл”

(В. Гете)

Алюминий – типичный р-металл.

Конечно, слова поэта В. Гете сказаны о золоте, но в IX веке алюминий тоже ценился на вес золота, так Д.И. Менделееву в знак его больших научных заслуг на международном съезде ученых химиков был вручен ценный подарок в виде большой алюминиевой кружки.

Подумайте, почему алюминий так дорого ценился.

Алюминий – основной представитель металлов главной подгруппы III группы периодической системы. Свойства его аналогов – галлия, индия и таллия – во многом напоминают свойства алюминия, поскольку все эти элементы имеют одинаковую электронную конфигурацию внешнего уровня ns²np¹ и поэтому все они проявляют степень окисления 3+.

Алюминий – серебристо-белый металл, обладающий высокой тепло- и электропроводностью. Поверхность металла покрыта тонкой, но очень прочной пленкой оксида алюминия Al₂O₃.

Алюминий весьма активен, если нет защитной пленки Al₂O₃. Эта пленка препятствует взаимодействию алюминия с водой. Если удалить защитную пленку химическим способом (например, раствором щелочи), то металл начинает энергично взаимодействовать с водой с выделением водорода:

Алюминий в виде стружки или порошка ярко горит на воздухе, выделяя большое количество энергии:

2Al + 3/2O₂ = Al₂O₃ + 1676 кДж.

Эта особенность алюминия широко используется для получения различных металлов из оксидов путем восстановления алюминия. Метод получил название алюмотермии. Алюмотермией можно получить только те металлы, у которых теплоты образования оксидов меньше теплоты образования Al₂O₃, например:

Cr₂O₃ + 2 Al = 2 Cr + Al₂O₃ + 539 кДж.

При нагревании алюминий реагирует с галогенами, серой, азотом и углеродом.

Алюминий легко растворяется в соляной кислоте любой концентрации:

Концентрированная серная и азотная кислоты на холоде не действуют на алюминий. При нагревании алюминий способен восстанавливать эти кислоты без выделения водорода:

2Al + 6H₂SO_4(конц) = Al₂(SO₄)₃ + SO₂ + 6H₂O,

Al + 6HNO_3(конц) = Al(NO₃)₃ + 3NO₂ + 3 H₂O.

В разбавленной серной кислоте алюминий растворяется с выделением водорода.

Соединения алюминия и их свойства. Амфотерность.

Амфотерность – это способность оксида или гидроксида элемента-металла проявлять одновременно основные и кислотные свойства.

Оксид алюминия, будучи амфотерным, может реагировать не только с кислотами, но и щелочами, давая при этом метаалюминаты.

Al₂O₃ + 2NaOH = 2NaAlO₂ + H₂O.

Гидрооксид алюминия – белое студенистое вещество, практически нерастворимое в воде, обладающее амфотерными свойствами. Гидрооксид алюминия может быть получен обработкой солей алюминия щелочами.

Доказательством его амфотерности является его взаимодействие с кислотами и со щелочами.

Al(OH)₃ + NaOH = NaH₂AlO₃ H₂O – орто-алюминат натрия.

Подумайте, а как будет выглядеть полное уравнение этой реакции.

Из гидрооксида алюминия можно получить практически все соли алюминия. Почти все соли алюминия и сильных кислот хорошо растворимы в воде и при этом сильно гидролизованы.

Применение алюминия и его соединений.

Важнейший сплав алюминия – дюралюминий. Замечательный сплав дюралюминий получил свое название от города Дюрен в Германии. Отечественный сплав похожего состава одно время называли “кольчугалюминием” - по имени поселка металлургов Кольчугино во Владимирской области. Алюминиевые сплавы незаменимы для авиации – они почти в три раза легче стали и меди и вместе с тем тверды, жаростойки и прочны. Так, проволока из дюралюминия сечением 1 мм² не рвется под грузом 50 кг.

Оксид алюминия (корунд) находит широкое применение в производстве стекла и кристаллов для лазеров.

Гидроксид алюминия – основной компонент всем известных лекарств: “маалокс”, “альмагель” и др., которые понижают кислотность желудочного сока. Подумайте, с точки зрения химии, как это происходит?

Урок №2 “Главные переходные металлы (d-элементы) и их соединения”. (на примере хрома и железа) (с использованием стратегии “Продвинутая лекция”

Цели: учащиеся должны уяснить существенное различие в строении атомов металлов главных и побочных подгрупп, понять причину разнообразия соединений металлов побочных подгрупп, убедиться в том, что окислительно-восстановительные и кислотно-основные свойства соединений зависят от степени окисления металла.

Ход урока:

Деятельность учителя	Деятельность учеников
1. Целеполагание. Сообщает план лекции (он записан на доске): Строение атомов d-элементов; Химические свойства простых веществ: железа и хрома; Важнейшие соединения железа и хрома и их свойства.	1. Совместно с учителем ставят цели урока.
2. Стадия вызова к первой части лекции.	2. Учащимся предлагается самостоятельно предположить и записать в тетрадь, используя таблицу Д.И. Менделеева, краткую характеристику элементов железа и хрома.
3. Читает I часть лекции.	3. Конспектируют в тетрадь в таблицу: Железо Хром
4. Стадия рефлексии.	4. Сравнивают свои предположения и услышанное в лекции, групповое обсуждение.
5. Стадия вызова ко II части лекции.	5. Записывают в тетрадь уравнения предполагаемых химических свойств железа и хрома.
6. Читает II часть лекции.	6. Конспектируют в тетрадь в таблицу аналогично п. 3.
7. Стадия рефлексии.	7. Соотносят свои предположения и услышанное в лекции, выясняют причины неправильного написания отдельных уравнений реакций.
8. Стадия вызова к III части лекции.	8. Предполагают, какие важнейшие соединения хрома и железа существуют и каковы их свойства.
9. Читает III часть лекции.	9. Конспектируют в тетрадь в таблицу аналогично п. 3.
10. Стадия рефлексии к III части лекции и к лекции в целом.	10. Обобщают полученные знания по всей теме. По группам составляют кластер: I группа – кластер по железу; II группа – кластер по хрому.

Лекция

I. Общая характеристика. Понятие переходный элемент обычно используется для обозначения любого элемента с валентными d- или f-электронами. Эти элементы занимают в периодической таблице переходное положение между электроположительными s-элементами и электроотрицательными p-элементами.

d-элементы принято называть главными переходными элементами. Их атомы характеризуются внутренней застройкой d-подоболочек. Дело в том, что s-орбиталь их внешней оболочки обычно заполнена уже до того, как начинается заполнение d-орбиталей в предшествующей электронной оболочке. Это означает, что каждый новый электрон, добавляемый в электронную оболочку очередного d-элемента, в соответствии с принципом заполнения попадает не на внешнюю оболочку, а на предшествующую ей внутреннюю подоболочку.

d-элементы образуют три переходных ряда – в 4-м, 5-м и 6-м периодах соответственно. Первый переходный ряд включает 10 элементов, от скандия до цинка. Он характеризуется внутренней застройкой 3d-орбиталей. Орбиталь 4s заполняется раньше, чем орбиталь 3d, потому что имеет меньшую энергию.

Все d-элементы являются металлами.

II. Химические свойства d-элементов. Рассмотрим химические свойства наиболее важных переходных металлов: хрома и железа.

1. Хром. При высоких температурах хром горит в кислороде с образованием Cr₂O₃, в раскаленном состоянии он реагирует с парами воды:

2Cr + 3H₂O = Cr₂O₃ + 3H₂

При нагревании с галогенами хром образует галогениды состава CrHal₃. Хром, также как и алюминий, пассивируется холодными концентрированными серной и азотной кислотами. Однако при сильном нагревании эти кислоты растворяют хром, например:

2Cr + 6H₂SO_4(конц) = Cr₂(SO₄)₃ + 3SO₂ + 6H₂O.

Хром растворяется при обычной температуре в разбавленных кислотах (HCl, HBr, HI, H₂SO₄) с выделением водорода. В этих случаях в отсутствие воздуха образуются соли Cr²⁺, а на воздухе – соли Cr³⁺.

2. Железо. Железо – металл серого цвета. В чистом виде оно довольно мягкое, ковкое и тягучее. Металлическое железо реагирует с водяным паром, образуя Fe₃O₄ – смешанный оксид железа (II, III) FeO · Fe₂O₃:

3Fe + 4H₂O_(пар) = Fe₃O₄ + 4H₂.

На воздухе железо легко окисляется, особенно в присутствии влаги (ржавление или коррозия):

4Fe + 3O₂ + 6H₂O = 4Fe(OH)₃.

Взаимодействуя с галогенами при нагревании, железо всегда образует галогениды железа (III), например:

2Fe + 3Cl₂ = 2FeCl₃

Железо легко вступает во взаимодействие с соляной и разбавленной серной кислотами, вытесняя водород и образуя соли железа (II), например:

Концентрированные кислоты – окислители (азотная и серная) пассивируют железо на холоде, однако растворяют его при нагревании:

III. Важнейшие соединения хрома и железа и их свойства. По своим химическим свойствам соли Cr²⁺ похожи на соли Fe²⁺. Обрабатывая их растворы щелочами в отсутствие кислорода, можно получить желтый осадок гидроксида хрома (II):

который обладает типичными основными свойствами.

Соли трехвалентного хрома сходны с солями алюминия по составу, строению кристаллической решетки и растворимости. При действии щелочей соли хрома (III) выпадает студнеобразный осадок гидроксида хрома (III) – Cr(OH)₃ зеленого цвета:

Гидроксид хрома (III) обладает амфотерными свойствами.

В результате прокаливания Cr(OH)₃ можно получить оксид хрома Cr₂O₃:

Cr₂O₃ представляет собой зеленые кристаллы, практически нерастворимые в воде. Cr₂O₃ может быть также получен при прокаливании дихромата аммония:

При сплавлении Cr₂O₃ со щелочами, содой и кислыми солями получаются хромиты, растворимые в воде:

Cr₂O₃ + 2NaOH = 2NaCrO₂ + H₂O.

Наиболее важными соединениями хрома в высшей степени окисления 6+ являются оксид хрома (VI) CrO₃ и соли хромовой и двухромовой кислот – хроматы и дихроматы.

В кислой среде хромат-ион CrO₄^2- превращается в дихромат-ион Cr₂O₇^2- и наоборот:

Гидроксид железа (II) Fe(OH)₂ можно получить при действии растворов щелочей на соли железа (II) без доступа воздуха:

FeSO₄ + 2NaOH = Fe(OH)₂ + Na₂SO₄.

Fe(OH)₂ представляет собой студенистый осадок, плохо растворимый в воде. В присутствии кислорода воздуха он сразу же окисляется до гидроксида железа (III):

4Fe(OH)₂ + O₂ + 2H₂O = 4Fe(OH)₃,

давая бурый студенистый осадок.

Растворимые соли железа в воде сильно гидролизованы, и их водные растворы имеют кислую реакцию, поскольку гидроксиды железа (II) и (III) являются нерастворимыми основаниями. Гидроксид Fe(OH)₂ проявляет более основные свойства, чем Fe(OH)₃. В частности, это проявляется в амфотерности Fe(OH)₃. При нагревании Fe(OH)₃ в горячих концентрированных растворах щелочей происходит его частичное растворение:

Fe(OH)₃ + 3KOH = K₃[Fe(OH)₆].