Цели: систематизация, обобщение и контроль по теме “Химические реакции”.
Форма обучения: семинар (коллоквиум).
Метод: частично-поисковый.
Поставленные задачи.
1. Развитие аналитических способностей, умения обобщения и формулирования выводов.
2. Приобретение навыков использования научных знаний в практической деятельности.
3. Развитие навыков оперирования формулировками, понятиями, определениями.
Для проведения обобщающего урока по теме “Химические реакции” использовалась форма обучения - семинар. Семинар - это такая форма организации обучения, при которой на этапе подготовки доминирует самостоятельная работа учащихся с учебной литературой и другими дидактическими средствами над серией вопросов, проблем и задач, а в процессе семинара идут активное обсуждение, дискуссии и выступления учащихся, где они под руководством учителя делают обобщающие выводы и заключения.
Основной и ведущей функцией семинара является функция познавательная.
Воспитательная функция семинара вытекает из его познавательной функции, что свойственно всему учебному процессу. Глубокое постижение величайшего теоретического богатства, формирование философского мировоззрения необходимо связаны с утверждением гуманистической морали, современных эстетических критериев.
Наконец, семинару присуща и функция контроля над содержательностью, глубиной и систематичностью самостоятельной работы учащихся, являющаяся вспомогательной по отношению к вышеназванным функциям [2].
Среди всех методов обучения, используемых при обучении химии, я выбрала частично-поисковый метод. При использовании частично-поискового метода знания учащихся более осознанные, развивается умение лучше наблюдать, пользоваться большим числом умственных операций, среди которых видную роль играют мыслительные действия высокого уровня[3].
Этапы занятия (80 мин.)
1. Организационный момент - 2 мин.
(Подготовить учащихся к уроку, объявить цели и задачи урока). одготовить учащихся к уроку, объявить цели и 3) мультимедийный проектор.
2. Теоретическая часть - 20 мин.
3. Обсуждение основных вопросов - 8 мин.
4. Практическая часть (решение задач и упражнений) - 25 мин.
5. Контроль знаний - 15 мин.
6. Заключительная часть.- 5 мин.
7. Подведение итогов - 5 мин.
1. Теоретическая часть. Вопросы были заданы за две недели до проведения семинарского занятия.
Перечень вопросов:
1. Классификация химических реакций.
2. Скорость химических реакций.
3. Химическое равновесие и его смещение.
4. Электролитическая диссоциация
5. Гидролиз.
1. Организационный момент.(Подготовить учащихся к уроку, объявить цели и задачи урока). одготовить учащихся к уроку, объявить цели и 3) мультимедийный проектор.
Класс распределяется на группы по количеству вопросов, обсуждаемых на семинаре.
2. Теоретическая часть.[1].
1 группа готовит и выступает по теме “Классификация химических реакций”.
Химические реакции – это явления, при которых из одних веществ получаются другие. В процессе изучения химии приходилось встречаться с классификациями химических реакций по различным признакам.
По тепловому эффекту
Экзотермические – протекают с выделением энергии
4Р + 5О2 = 2Р2О5 + Q; CH4 + 2О2 → СО2 + 2H2O + Q
Эндотермические – протекают с поглощением энергии
Cu(OH)2
CuO + H2O –
Q; C8H18C8H16
+ H2 – Q
По числу и составу исходных и образовавшихся веществ
Реакции разложения – из одного сложного вещества образуется несколько более простых:
СаСО3
СаО + СО2; C2H5OH → C2H4
+ H2O
Реакции соединения – из нескольких простых или сложных веществ образуется одно сложное: 2H2 + О2 → 2H2O; C2H4 + H2 → C2H6
Реакции замещения – атомы простого вещества замещают атомы одного из элементов в сложном веществе:
Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2↑ CH4 + Cl2 → CH3Cl + HCl
Реакции обмена – два сложных вещества обмениваются составными частями:
AgNO3 + HCl = AgCl↓ + HNO3;
HCOOH + CH3OH → HCOOCH3 + H2O
По агрегатному состоянию реагирующих веществ
Гетерогенные – исходные вещества и продукты реакции находятся в разных агрегатных состояниях:
Fe(т) + CuCl2(р-р) → Cu(т) + FeCl2(р-р)
2Na(т) + 2C2H5OH(ж) → 2C2H5ONa(р-р) + H2(г) ↑
Гомогенные – исходные вещества и продукты реакции находятся в одном агрегатном состоянии:
H2(г) + Cl2(г) =2HCl(г)C2H5OH(ж) + CH3COOH(ж) → CH3COOC2H5(ж)+ H2O(ж)
По наличию катализатора
Каталитические 2H2O2
2H2O + О2↑
C2H4 + H2
C2H4
Некаталитические S + О2SO2
C2H2 + 2Cl2 → C2H2Cl4
По направлению
Необратимые – протекают в данных условиях только в одном направлении:
H2SO4 + BaCl2 → BaSO4+ 2HCl CH4 + 2О2 → СО2 + 2H2O
Обратимые – протекают в данных условиях одновременно в двух противоположных направлениях:
3H2 + N2 ↔ 2NH3; C2H4 + H2 ↔ C2H6
По изменению степени окисления атомов элементов
Окислительно-восстановительные – реакции, идущие с изменением степени окисления:
Fe0 + 2H+1Cl-1 → Fe2+Cl2-1+ H20 H+1C0O-2 H+1 + H2 → C-2 H3+1 O-2
Неокислительно-восстановительные – реакции, идущие без изменения степени окисления:
S+4O4-2 + H2O → H2+S+4O4-2
CH3NH2 + HCl → (CH3NH3)Cl
2 группа готовит и выступает по теме “Скорость химических реакций”.
Химические реакции протекают с разными скоростями. Очень быстро проходят реакции в водных растворах практически мгновенно. Смешаем растворы хлориды бария и сульфата натрия — сульфат бария в виде осадка образуется немедленно. Быстро, но не мгновенно горят сера, магний растворяется в соляной кислоте, этилен обесцвечивает бромную воду. Медленно образуется ржавчина на железных предметах, налет на медных и бронзовых изделиях, гниет листва, разрушаются зубы.
Предсказание скорости химической реакции, а также выяснение ее зависимости от условий проведения процесса — задача химической кинетики ~ науки о закономерностях протекания химических реакций во времени.
Скорость химической реакции зависит от многих факторов. Основными из них являются: природа н концентрация реагирующих веществ, давление (в реакциях с участием газов), температура, действие катализаторов и поверхность реагирующих веществ в гетерогенных реакций.
3 группа рассказывает про химическое равновесие и способах его смещения.
В обратимых процессах скорость прямой реакции вначале максимальна, а затем уменьшается из-за того, что уменьшаются концентрации исходных веществ, расходуемых ив образование продуктов реакции. Наоборот, скорость обратной реакции, минимальная в начале, увеличивается, но мере увеличения концентрации продуктов реакции. Наконец, наступает такой момент, когда скорости прямой и обратной реакции становятся равными.
Состояние химического обратимого процесса называется химическим равновесием, если при этом скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции.
Химическое равновесие является динамичным (подвижным), так как при его наступлении реакция не прекращается, неизменными остаются лишь концентрации компонентов, то есть ля единицу времени образуется такое же количество продуктов реакции, какое превращается в исходные вещества. При постоянных температуре и давлении равновесие обратимое реакции может сохраняться неопределенно долгое время.
Французский химик Ле Шателье в 1885 г. вывел, a немецкий физик Фердинанд Браун в 1887 г. обосновал общий закон смещения химического равновесия в зависимости ОТ внешних факторов, который известен пол названием принципа Ле Шателье.
Если изменить одно из условий — температуру, давление или концентрацию веществ — при которых данная система находится в состоянии химического равновесия, то равновесие сместится в направлении, которое препятствует этому изменению.
Этот принцип можно было бы назвать принципом "делай наоборот и добьешься своего".
4 группа выступает по теме “Электролитическая диссоциация”.
В первой половине XIX в. М. Фарадей ввел понятие об электролитах и неэлектролиты. Электролитами он назвал вещества, водные растворы которых проводят электрический ток), а неэлектролитами — вещества, водные растворы которых не проводят электрический ток.
Для объяснения свойств водных растворов электролитов шведский ученый С. Аррениус (1859—1927) в 1887 г. предложил теорию электролитической диссоциации.
Согласно этой теории, при растворении в воде электролиты распадаются на свободные ионы. Этот процесс назвали электролитической диссоциацией. Растворы веществ тогда становятся проводниками электрического тока, когда они содержат ионы (положительно или отрицательно заряженные частицы), которые в электрическом поле приходят в направленное движение.
Сильные электролиты — это такие электролиты, которые в водных растворах (даже концентрированных) практически полностью диссоциируют на ноны. К сильным электролитам относятся почти все соли, неорганические кислоты, щелочи.
Слабые электролиты — это такие электролиты, которые в водных растворах не полностью диссоциируют на ионы. К слабым электролитам относятся: многие неорганические кислоты , органические кислоты, основания (за исключением щелочей), гидрат аммиака, некоторые соли.
5 группа готовит и выступает по теме “Гидролиз”.
Гидролиз — это реакция обменного разложения веществ водой.
Реакции гидролиза могут протекать обратимо и необратимо. Рассмотрим разные случаи этого процесса и его значение.
Сущность гидролиза сводится к обменному химическому взаимодействию катионов или анионов соли с молекулами воды. В результате этого взаимодействия образуется малодиссоциирующее соединение (слабый электролит). А в водном растворе соли появляется избыток свободных ионов Н- или ОН+ и распор соли становится кислотным или щелочным соответственно.
Любую соль можно представить как продукт взаимодействия основания с кислотой.
В зависимости от силы основания и кислоты можно выделить 4 типа солей.
I. Соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой
2. Соли, образованные сильной кислотой и слабым основанием.
3. Соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой.
4. Соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой, не подвергаются гидролизу. К этому выводу вы пришли, очевидно, сами.
3. Обсуждение основных вопросов.Вгруппах происходит обсуждение и обобщение изученного материала. Ребята отвечают на вопросы по каждому разделу темы “Химические реакции” (вопросы также заранее были приведены).
4. Практическая часть. Данная часть включает в себя упражнения и задачи в форме тестов.
2.1. Установите соответствие между названием соли и её отношениемк гидролизу.
Название соли и отношение к гидролизу:
А) хлорид аммония1) гидролизуется по катиону
Б) сульфат калия 2) гидролизуется по аниону
В) карбонат натрия 3) гидролизу не подвергается
Г) сульфид алюминия 4) гидролизуется по катиону и аниону
2.2. Взаимодействие оксида углерода(IV) с водой относится к реакциям
1) соединения, необратимым 3) соединения, обратимым
2) обмена, обратимым 4) обмена, необратимым
2.3. Скорость реакции азота с водородом уменьшится при
1) понижении температуры3) использовании катализатора
2) увеличении концентрации азота4) повышении давления
2.4. Химическое равновесие в системе
2HBr (г) H2 (г) + Br2 (г) – Q
сместится в сторону продуктов реакции при
1) повышении давления
2) повышении температуры
3) понижении давления
4) использовании катализатора
5. Контроль знаний. (Можно предложить взять подобные задания из сборников по подготовке к ЕГЭ).
6. Заключительная часть.
Успех всего семинара и особенно на этапе его подготовки во многом зависит от эффективности самостоятельной работы учащихся.
Для более глубокого изучения темы были заранее подготовлены теоретические вопросы и практические задания. На уроке был рассмотрен достаточно большой объем материала, который в ходе обсуждения был систематизирован и обобщен.Для подготовки точного и полного ответа на семинарском занятии ребятам пришлось серьезно и основательно подготовится. Учащиеся серьезно подошли к подготовке и проведению семинара. Именно такая форма работы способствовала созданию условийдля организации дискуссий, индивидуальной и коллективной работы учащихся, повышению уровня их осмысления и обобщения изученного материала.
7. Подведение итогов (рефлексия). Ребята обсудили итоги семинара (что получилось, а что нет) и самостоятельно оценили свои выступления в группах. Учитель проанализировал ответы всех участников, уровень их подготовки и участия в семинаре и подвел общий итог.
Список используемой литературы
1. Габриелян О.С. Химия. 11 класс. Пособие для общеобразовательныхучреждений - 2-е изд. – М.: Дрофа,2002. – 375 с.
2. Громов Е.В. Методика организации реферативного обучения на семинарских занятиях. - М.: 2001. – 325 с.
3. Педагогический словарь./ под ред. Каирова И.А. – М.: АПН РСФСР, 1960. – Т. 1 – 774 с., Т. 2 – 766 с.